Peróxido de hidrógeno

Peróxido de hidrógeno es un compuesto químico con la fórmula H₂O₂. En su forma pura, es un líquido azul muy pálido que es un poco más viscoso que el agua. Se usa como oxidante, agente blanqueador y antiséptico, generalmente como una solución diluida (3% a 6% en peso) en agua para uso del consumidor y en concentraciones más altas para uso industrial. El peróxido de hidrógeno concentrado, o "peróxido de prueba alta", se descompone de forma explosiva cuando se calienta y se ha utilizado como propulsor en cohetes.

El peróxido de hidrógeno es una especie de oxígeno reactivo y el peróxido más simple, un compuesto que tiene un enlace simple oxígeno-oxígeno. Se descompone lentamente cuando se expone a la luz y rápidamente en presencia de compuestos orgánicos o reactivos. Por lo general, se almacena con un estabilizador en una solución débilmente ácida en una botella oscura para bloquear la luz. El peróxido de hidrógeno se encuentra en los sistemas biológicos, incluido el cuerpo humano. Las enzimas que usan o descomponen el peróxido de hidrógeno se clasifican como peroxidasas.

Propiedades

El punto de ebullición de H₂O₂ se ha extrapolado como 150,2 °C (302,4 °F), aproximadamente 50 °C (90 °F) más que el agua. En la práctica, el peróxido de hidrógeno sufrirá una descomposición térmica potencialmente explosiva si se calienta a esta temperatura. Se puede destilar con seguridad a temperaturas más bajas bajo presión reducida.

Estructura

Estructura y dimensiones de H₂O₂ en la fase de gas

Estructura y dimensiones de H₂O₂ en la fase sólida (cristallina)

Peróxido de hidrógeno (H₂O₂) es una molécula no plana con simetría C₂ (retorcida); esto fue demostrado por primera vez por Paul-Antoine Giguère en 1950 utilizando espectroscopia infrarroja. Aunque el enlace O−O es un enlace simple, la molécula tiene una barrera rotacional relativamente alta de 386 cm−1 (4,62 kJ/mol) para la rotación entre enantiómeros a través de la configuración trans, y 2460 cm⁻¹ (29,4 kJ/mol) a través de la configuración cis. Se propone que estas barreras se deben a la repulsión entre los pares solitarios de los átomos de oxígeno adyacentes y los efectos dipolares entre los dos enlaces O-H. A modo de comparación, la barrera rotacional para el etano es 1040 cm⁻¹ (12,4 kJ/mol).

El ángulo diedro de aproximadamente 100° entre los dos enlaces O–H hace que la molécula sea quiral. Es la molécula más pequeña y simple que exhibe enantiomería. Se ha propuesto que las interacciones enantioespecíficas de uno en lugar del otro pueden haber llevado a la amplificación de una forma enantiomérica de ácidos ribonucleicos y, por lo tanto, al origen de la homoquiralidad en un mundo de ARN.

Las estructuras moleculares del H₂O _{gaseoso y cristalino 2} son significativamente diferentes. Esta diferencia se atribuye a los efectos del enlace de hidrógeno, que está ausente en el estado gaseoso. Cristales de H₂O₂ son tetragonales con el grupo espacial D⁴
₄ o P4₁2₁2.

Soluciones acuosas

En soluciones acuosas, el peróxido de hidrógeno difiere de la sustancia pura debido a los efectos de los enlaces de hidrógeno entre el agua y las moléculas de peróxido de hidrógeno. El peróxido de hidrógeno y el agua forman una mezcla eutéctica, que exhibe una depresión del punto de congelación hasta -56 °C; el agua pura tiene un punto de congelación de 0 °C y el peróxido de hidrógeno puro de -0,43 °C. El punto de ebullición de las mismas mezclas también está deprimido en relación con la media de ambos puntos de ebullición (125,1 °C). Ocurre a 114 °C. Este punto de ebullición es 14 °C superior al del agua pura y 36,2 °C inferior al del peróxido de hidrógeno puro.

Diagrama de fase H₂O₂ y agua: Área por encima de la línea azul es líquido. Las líneas puntuadas separan las fases de líquido sólido de fases sólidas.

Comparación con análogos

El peróxido de hidrógeno tiene varios análogos estructurales con H_mX−XH_n arreglos de enlace (también se muestra el agua para comparar). Tiene el punto de ebullición (teórico) más alto de esta serie (X = O, S, N, P). Su punto de fusión también es bastante alto, comparable al de la hidracina y el agua, y solo la hidroxilamina cristaliza mucho más fácilmente, lo que indica un enlace de hidrógeno particularmente fuerte. El difosfano y el disulfuro de hidrógeno exhiben solo enlaces de hidrógeno débiles y tienen poca similitud química con el peróxido de hidrógeno. Estructuralmente, todos los análogos adoptan estructuras sesgadas similares, debido a la repulsión entre pares solitarios adyacentes.

Descubrimiento

A veces se dice que Alexander von Humboldt fue el primero en informar sobre el primer peróxido sintético, el peróxido de bario, en 1799 como un subproducto de sus intentos de descomponer el aire, aunque esto se discute debido a la teoría de von Humboldt. redacción ambigua. Diecinueve años después, Louis Jacques Thénard reconoció que este compuesto podría usarse para la preparación de un compuesto previamente desconocido, que describió como eau oxygénée ("agua oxigenada"), posteriormente conocido como peróxido de hidrógeno. Hoy en día, el término "agua oxigenada" puede aparecer en los envases de venta al por menor haciendo referencia a mezclas que contienen agua y peróxido de hidrógeno o agua y oxígeno disuelto. Esto podría causar lesiones personales si el usuario no comprende correctamente la diferencia.

Una versión mejorada del proceso de Thénard utilizó ácido clorhídrico, seguido de la adición de ácido sulfúrico para precipitar el subproducto de sulfato de bario. Este proceso se utilizó desde finales del siglo XIX hasta mediados del siglo XX.

El efecto blanqueador de los peróxidos y sus sales sobre los tintes naturales se conocía desde los experimentos de Thénard en la década de 1820, pero los primeros intentos de producción industrial de peróxidos fracasaron. La primera planta productora de peróxido de hidrógeno se construyó en 1873 en Berlín. El descubrimiento de la síntesis de peróxido de hidrógeno por electrólisis con ácido sulfúrico introdujo el método electroquímico más eficiente. Se comercializó por primera vez en 1908 en Weißenstein, Carintia, Austria. El proceso de antraquinona, que todavía se usa, fue desarrollado durante la década de 1930 por el fabricante químico alemán IG Farben en Ludwigshafen. El aumento de la demanda y las mejoras en los métodos de síntesis dieron como resultado el aumento de la producción anual de peróxido de hidrógeno de 35.000 toneladas en 1950, a más de 100.000 toneladas en 1960, a 300.000 toneladas en 1970; en 1998 llegó a 2,7 millones de toneladas.

Los primeros intentos no lograron producir peróxido de hidrógeno puro. El peróxido de hidrógeno anhidro se obtuvo primero por destilación al vacío.

La determinación de la estructura molecular del peróxido de hidrógeno resultó ser muy difícil. En 1892, el químico físico italiano Giacomo Carrara (1864-1925) determinó su masa molecular por depresión del punto de congelación, lo que confirmó que su fórmula molecular es H₂O₂. Al menos media docena de estructuras moleculares hipotéticas parecían ser consistentes con la evidencia disponible. En 1934, el físico matemático inglés William Penney y el físico escocés Gordon Sutherland propusieron una estructura molecular para el peróxido de hidrógeno muy similar a la actualmente aceptada.

Anteriormente, el peróxido de hidrógeno se preparaba industrialmente por hidrólisis de persulfato de amonio:

2 [NH4]HSO4 + H2O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">[NH4]2S2O8+2H2Orestablecimiento restablecimiento 2[NH4]HSO4+H2O2{displaystyle {ce {[NH4]2S2O8 + 2 H2O - título 2 [NH4]HSO4 + H2O2}} 2 [NH4]HSO4 + H2O2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/540ac1415a894b716e562ad9cae286dae3786482" style="vertical-align: -1.005ex; width:47.971ex; height:3.009ex;"/>

que a su vez se obtuvo por electrólisis de una solución de bisulfato de amonio ([NH₄]HSO₄) en ácido sulfúrico:

[NH4]2S2O8 + H2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2[NH4]HSO4restablecimiento restablecimiento [NH4]2S2O8+H2{displaystyle {ce {2 [NH4]HSO4 - titulada [NH4]2S2O8 + H2}} [NH4]2S2O8 + H2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/07b33cca8404ebfd6870f015c443c68bb17a3995" style="vertical-align: -1.005ex; width:36.113ex; height:3.009ex;"/>

Producción

Ciclo catalítico para el proceso de antraquinona para producir peróxido de hidrógeno: una antraquinona (derecha) se reduce utilizando hidrógeno para producir la antraydroquinona correspondiente (izquierda). Esto es oxidado usando oxígeno para producir peróxido de hidrógeno y recuperar antraquinona.

Hoy en día, el peróxido de hidrógeno se fabrica casi exclusivamente mediante el proceso de antraquinona, que fue desarrollado originalmente por BASF en 1939. Comienza con la reducción de una antraquinona (como la 2-etilantraquinona o el derivado 2-amilo) a la antrahidroquinona correspondiente, típicamente por hidrogenación en un catalizador de paladio. En presencia de oxígeno, la antrahidroquinona sufre autooxidación: los átomos de hidrógeno lábiles de los grupos hidroxi se transfieren a la molécula de oxígeno para dar peróxido de hidrógeno y regenerar la antraquinona. La mayoría de los procesos comerciales logran la oxidación burbujeando aire comprimido a través de una solución de antrahidroquinona, con el peróxido de hidrógeno luego extraído de la solución y la antraquinona reciclada nuevamente para ciclos sucesivos de hidrogenación y oxidación.

La reacción neta del proceso catalizado por antraquinona es:

H₂ + O₂ → H₂O₂

La economía del proceso depende en gran medida del reciclaje efectivo de los solventes de extracción, el catalizador de hidrogenación y la costosa quinona.

Contenedor de tanque ISO para transporte de peróxido de hidrógeno

Un coche de tanque diseñado para transportar peróxido de hidrógeno por ferrocarril

Otras fuentes

Se pueden formar cantidades pequeñas, pero detectables, de peróxido de hidrógeno mediante varios métodos. Se forman pequeñas cantidades por electrólisis de ácido diluido alrededor del cátodo donde se desarrolla hidrógeno si se burbujea oxígeno a su alrededor. También se produce al exponer el agua a los rayos ultravioleta de una lámpara de mercurio o un arco eléctrico mientras se confina en un recipiente transparente a los rayos ultravioleta (por ejemplo, cuarzo). Es detectable en agua helada después de quemar una corriente de gas de hidrógeno dirigida hacia ella y también es detectable en hielo flotante. El aire húmedo que se enfría rápidamente soplado a través de un espacio de chispas de aproximadamente 2000 °C da como resultado cantidades detectables.

Durante muchos años ha sido de interés un proceso comercialmente viable para producir peróxido de hidrógeno directamente del medio ambiente. La síntesis directa eficiente es difícil de lograr, ya que la reacción del hidrógeno con el oxígeno favorece termodinámicamente la producción de agua. Se han desarrollado sistemas para la síntesis directa, la mayoría de los cuales emplean catalizadores metálicos finamente dispersos similares a los que se utilizan para la hidrogenación de sustratos orgánicos. Un obstáculo económico ha sido que los procesos directos dan una solución diluida antieconómica para el transporte. Ninguno de estos ha llegado aún a un punto en el que pueda utilizarse para la síntesis a escala industrial.

Disponibilidad

El peróxido de hidrógeno suele estar disponible como una solución en agua. Para los consumidores, generalmente está disponible en farmacias en concentraciones de 3 y 6% en peso. Las concentraciones a veces se describen en términos del volumen de oxígeno gaseoso generado; un mililitro de una solución de 20 volúmenes genera veinte mililitros de oxígeno gaseoso cuando se descompone por completo. Para uso en laboratorio, las soluciones al 30% en peso son las más comunes. También hay disponibles grados comerciales del 70 % al 98 %, pero debido al potencial de las soluciones de más del 68 % de peróxido de hidrógeno para convertirse completamente en vapor y oxígeno (la temperatura del vapor aumenta a medida que la concentración aumenta por encima del 68 %). estos grados son potencialmente mucho más peligrosos y requieren un cuidado especial en áreas de almacenamiento dedicadas. Los compradores generalmente deben permitir la inspección por parte de los fabricantes comerciales.

En 1994, producción mundial de H₂O₂ fue de alrededor de 1,9 millones de toneladas y creció a 2,2 millones en 2006, la mayoría de las cuales se encontraba en una concentración del 70% o menos. En ese año, a granel 30% H₂O₂ se vendió por alrededor de 0,54 USD/kg, equivalente a 1,50 USD/kg (0,68 USD/lb) sobre una "base del 100 %".

Ocurrencia natural

El peróxido de hidrógeno se encuentra en las aguas superficiales, en las aguas subterráneas y en la atmósfera. Se forma tras la iluminación o la acción catalítica natural de las sustancias contenidas en el agua. El agua de mar contiene de 0,5 a 14 μg/L de peróxido de hidrógeno, el agua dulce de 1 a 30 μg/L y el aire de 0,1 a 1 partes por billón.

Reacciones

Descomposición

El peróxido de hidrógeno se descompone para formar agua y oxígeno con un ΔHo de –2884,5 kJ/kg y un ΔS de 70,5 J/(mol·K):

2 H2O + O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2H2O2restablecimiento restablecimiento 2H2O+O2{displaystyle {ce {2 H2O2] 2 H2O + O2}}} 2 H2O + O2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a6b31753a4221cf700e7a0f6f056ce5f00fe66ff" style="vertical-align: -1.005ex; width:24.163ex; height:2.843ex;"/>

La velocidad de descomposición aumenta con el aumento de la temperatura, la concentración y el pH (H₂O₂ siendo inestable en condiciones alcalinas), con soluciones frías, diluidas y ácidas que muestran la mejor estabilidad. La descomposición es catalizada por varios iones o compuestos redox activos, incluidos la mayoría de los metales de transición y sus compuestos (por ejemplo, dióxido de manganeso (MnO₂), plata y platino). Ciertos iones metálicos, como Fe2+ o Ti³⁺, pueden hacer que la descomposición tome un camino diferente, con radicales libres como el radical hidroxilo (HO^•) e hidroperoxilo (HOO^•) que se está formando. Los catalizadores no metálicos incluyen yoduro de potasio (KI), que reacciona particularmente rápido y constituye la base de la demostración de la pasta de dientes para elefantes. El peróxido de hidrógeno también puede descomponerse biológicamente por la enzima catalasa. La descomposición del peróxido de hidrógeno libera oxígeno y calor; esto puede ser peligroso, ya que derramar peróxido de hidrógeno de alta concentración sobre una sustancia inflamable puede provocar un incendio inmediato.

Reacciones redox

Las propiedades redox del peróxido de hidrógeno dependen del pH, ya que las condiciones ácidas exacerban el poder de los agentes oxidantes y las condiciones básicas exacerban el poder de los agentes reductores. Como el peróxido de hidrógeno exhibe propiedades redox ambivalentes, siendo simultáneamente un oxidante o un reductor, su comportamiento redox depende inmediatamente del pH.

En soluciones ácidas, H₂O₂ es un poderoso oxidante, más fuerte que el cloro, el dióxido de cloro y el permanganato de potasio. Cuando se utiliza para limpiar material de vidrio de laboratorio, una solución de peróxido de hidrógeno y ácido sulfúrico se denomina solución Piranha.

H₂O₂ es una fuente de radicales hidroxilo (^•OH), que son altamente reactivos. H₂O₂ es utilizado en las reacciones oscilantes de Briggs-Rauscher y Bray-Liebhafsky.

En soluciones ácidas, Fe²⁺ se oxida a Fe³⁺ (peróxido de hidrógeno que actúa como agente oxidante):

2 Fe^3+_{(aq)}{}+ 2 H2O_{(l)}}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2Fe()aq)2++H2O2+2H()aq)+restablecimiento restablecimiento 2Fe()aq)3++2H2O()l){displaystyle {ce {2 Fe^2+_{(aq)}{}+ H2O2 + 2 H+_{(aq)}- 2 Fe^3+_{(aq)}{}+ 2 H2O_{(l)}}}} 2 Fe^3+_{(aq)}{}+ 2 H2O_{(l)}}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2357cf4dc9d9f6c83bc91bb6ec6bd51f01e89e10" style="vertical-align: -1.505ex; width:48.498ex; height:3.843ex;"/>

y sulfito (SO2−3) se oxida a sulfato (SO2−4). Sin embargo, el permanganato de potasio se reduce a Mn²⁺ por el ácido H₂O₂.

2 Mn^2+ + 8 H2O + 5 O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2MnO4− − +5H2O2+6H+restablecimiento restablecimiento 2Mn2++8H2O+5O2{displaystyle {ce {2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+ - confiar 2 Mn^2+ + 8 H2O + 5 O2}}} 2 Mn^2+ + 8 H2O + 5 O2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0664fdd104010653ff80df4bb98ebc53a0972886" style="vertical-align: -1.005ex; width:54.635ex; height:3.343ex;"/>

Sin embargo, en condiciones alcalinas, algunas de estas reacciones se invierten; por ejemplo, Mn²⁺ se oxida a Mn⁴⁺ (como MnO2).

En soluciones básicas, el peróxido de hidrógeno es un reductor fuerte y puede reducir una variedad de iones inorgánicos. Cuando H₂O₂ actúa como agente reductor, también se produce gas oxígeno. Por ejemplo, el peróxido de hidrógeno reducirá el hipoclorito de sodio y el permanganato de potasio, que es un método conveniente para preparar oxígeno en el laboratorio:

O2 + NaCl + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">NaOCl+H2O2restablecimiento restablecimiento O2+NaCl+H2O{displaystyle {ce {NaOCl + H2O2] O2 + NaCl + H2O}} O2 + NaCl + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/42ee603234f6a1d4682cfe3cfa47c19f00ada025" style="vertical-align: -1.005ex; width:39.014ex; height:2.843ex;"/>

2 MnO2 + 2 KOH + 2 H2O + 3 O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2KMnO4+3H2O2restablecimiento restablecimiento 2MnO2+2KOH+2H2O+3O2{displaystyle {ce {2 KMnO4 + 3 H2O2 - titulada 2 MnO2 + 2 KOH + 2 H2O + 3 O2}} 2 MnO2 + 2 KOH + 2 H2O + 3 O2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/70797a0342bffbc2542c403032cb336431e90973" style="vertical-align: -1.005ex; width:58.622ex; height:2.843ex;"/>

Reacciones orgánicas

El peróxido de hidrógeno se usa con frecuencia como agente oxidante. Es ilustrativa la oxidación de tioéteres a sulfóxidos:

Ph-S(O)-CH3 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Ph− − S− − CH3+H2O2restablecimiento restablecimiento Ph− − S()O)− − CH3+H2O{displaystyle {ce {ph-S-CH3 + H2O2} Ph-S(O)-CH3 + H2O}} Ph-S(O)-CH3 + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e6b90064c934bd243110f47a65502c88858c786a" style="vertical-align: -1.005ex; width:49.178ex; height:3.009ex;"/>

El peróxido de hidrógeno alcalino se utiliza para la epoxidación de alquenos deficientes en electrones, como los derivados del ácido acrílico, y para la oxidación de alquilboranos a alcoholes, el segundo paso de la hidroboración-oxidación. También es el principal reactivo en el proceso de oxidación de Dakin.

Precursora de otros compuestos de peróxido

El peróxido de hidrógeno es un ácido débil que forma hidroperóxido o sales de peróxido con muchos metales.

También convierte los óxidos metálicos en los peróxidos correspondientes. Por ejemplo, tras el tratamiento con peróxido de hidrógeno, ácido crómico (CrO₃ y H₂SO₄) forma un peróxido azul CrO(O₂)₂.

Este tipo de reacción se utiliza industrialmente para producir peroxoaniones. Por ejemplo, la reacción con el bórax conduce al perborato de sodio, un blanqueador que se usa en los detergentes para ropa:

2 Na2B2O4(OH)4 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Na2B4O7+4H2O2+2NaOHrestablecimiento restablecimiento 2Na2B2O4()Oh.)4+H2O{displaystyle {ce {Na2B4O7 + 4 H2O2 + 2 NaOH - titulada 2 Na2B2O4(OH)4 + H2O}}} 2 Na2B2O4(OH)4 + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6875edafba8c4dde0009728c7dad2942f4b7b893" style="vertical-align: -1.005ex; width:60.446ex; height:3.009ex;"/>

H₂O₂ convierte los ácidos carboxílicos (RCO₂H) en peroxiácidos (RC(O)O₂H), que a su vez se utilizan como agentes oxidantes. El peróxido de hidrógeno reacciona con la acetona para formar peróxido de acetona y con el ozono para formar trioxidano. El peróxido de hidrógeno forma aductos estables con urea (peróxido de hidrógeno - urea), carbonato de sodio (percarbonato de sodio) y otros compuestos. Un aducto ácido-base con óxido de trifenilfosfina es un "portador" útil. para H₂O₂ en algunas reacciones.

El peróxido de hidrógeno es tanto un agente oxidante como un agente reductor. La oxidación del peróxido de hidrógeno por hipoclorito de sodio produce oxígeno singulete. La reacción neta de un ion férrico con peróxido de hidrógeno es un ion ferroso y oxígeno. Esto procede a través de la oxidación de un solo electrón y los radicales hidroxilo. Esto se usa en algunas oxidaciones de química orgánica, p. en el reactivo de Fenton. Solo se necesitan cantidades catalíticas de iones de hierro, ya que el peróxido también oxida el ferroso a iones férricos. La reacción neta de peróxido de hidrógeno y permanganato o dióxido de manganeso es ion manganoso; sin embargo, hasta que se gasta el peróxido, algunos iones de manganeso se reoxidan para hacer que la reacción sea catalítica. Esto forma la base de los cohetes monopropulsores comunes.

Función biológica

Ascaridole

El peróxido de hidrógeno se forma en humanos y otros animales como un producto de corta duración en procesos bioquímicos y es tóxico para las células. La toxicidad se debe a la oxidación de proteínas, lípidos de membrana y ADN por los iones peróxido. La clase de enzimas biológicas denominada superóxido dismutasa (SOD) se desarrolla en casi todas las células vivas como un importante agente antioxidante. Promueven la desproporción del superóxido en oxígeno y peróxido de hidrógeno, que luego se descompone rápidamente por la enzima catalasa en oxígeno y agua.

O2 + H2O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2O2− − +2H+restablecimiento restablecimiento O2+H2O2{displaystyle {ce {2 O2- + 2 H+ - titulada O2 + H2O2}} O2 + H2O2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/379b2aea65347ee6f31cefd0218baf8820f96103" style="vertical-align: -1.005ex; width:28.971ex; height:3.176ex;"/>

O2 + 2 H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2H2O2restablecimiento restablecimiento O2+2H2O{displaystyle {ce {2 H2O2 - titulada O2 + 2 H2O}} O2 + 2 H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b49f1c92b3c50b6ebfe30c0c8f6b67a4622dba9b" style="vertical-align: -1.005ex; width:24.163ex; height:2.843ex;"/>

Los peroxisomas son orgánulos que se encuentran en prácticamente todas las células eucariotas. Están involucrados en el catabolismo de ácidos grasos de cadena muy larga, ácidos grasos de cadena ramificada, D-aminoácidos, poliaminas y biosíntesis de plasmalógenos, éter fosfolípidos críticos para el funcionamiento normal del cerebro y los pulmones de los mamíferos. Tras la oxidación, producen peróxido de hidrógeno en el siguiente proceso catalizado por el dinucleótido de flavina y adenina (FAD):

[{ce {FAD}}] R-CH=CH-CO-SCoA + H2O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">R− − CH2− − CH2− − CO− − SCoA+O2→FADR− − CH=CH− − CO− − SCoA+H2O2{displaystyle {} [R-CH2-CH2-CO-SCoA + O2 - título [{ce {FAD}] R-CH=CH-CO-SCoA + H2O2}}[{ce {FAD}}] R-CH=CH-CO-SCoA + H2O2}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c81784a048a5c7ac9b29e369eaef884fdf03642f" style="vertical-align: -1.005ex; margin-top: -0.441ex; width:72.782ex; height:4.509ex;"/>

La catalasa, otra enzima peroxisomal, utiliza esta H₂O₂ para oxidar otros sustratos, incluidos fenoles, ácido fórmico, formaldehído y alcohol, mediante una reacción de peroxidación:

R' + 2 H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H2O2+R.H2restablecimiento restablecimiento R.+2H2O{displaystyle {ce {e {cH2O2 + R'H2}}} R' + 2 H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/61d19abdea0b735718c08cca3401cca47edfb7c0" style="vertical-align: -1.005ex; width:30.179ex; height:3.176ex;"/>

eliminando así el venenoso peróxido de hidrógeno en el proceso.

Esta reacción es importante en las células del hígado y los riñones, donde los peroxisomas neutralizan diversas sustancias tóxicas que ingresan a la sangre. Parte del etanol que beben los humanos se oxida a acetaldehído de esta manera. Además, cuando el exceso de H₂O₂ se acumula en la célula, la catalasa lo convierte en H₂O a través de esta reacción:

[{ce {CAT}}] {1/2O2}+ H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H2O2→CAT12O2+H2O{fnMicrosoft Sans Serif} {1/2O2}+ H2O}}[{ce {CAT}}] {1/2O2}+ H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4f002a0680eb6c0668474a565b44dd6b1f7ff9" style="vertical-align: -1.171ex; margin-top: -0.441ex; width:23.846ex; height:4.676ex;"/>

Otro origen del peróxido de hidrógeno es la degradación del monofosfato de adenosina que produce hipoxantina. Luego, la hipoxantina se cataboliza oxidativamente primero a xantina y luego a ácido úrico, y la reacción es catalizada por la enzima xantina oxidasa:

Hypoxanthine

Xanthine oxidase

H₂O, O₂

H₂O₂

Xanthine

Xanthine oxidase

H₂O, O₂

H₂O₂

Ácido úrico

Degradación de hipoxanthine a través de xanthine a ácido úrico para formar peróxido de hidrógeno.

Australian bombardier beetle

La degradación del monofosfato de guanosina produce xantina como producto intermedio que luego se convierte de la misma manera en ácido úrico con la formación de peróxido de hidrógeno.

Los óvulos de erizo de mar, poco después de ser fecundados por un espermatozoide, producen peróxido de hidrógeno. Luego se disocia rápidamente en radicales HO•. Los radicales sirven como iniciador de la polimerización radical, que envuelve los huevos con una capa protectora de polímero.

El escarabajo bombardero tiene un dispositivo que le permite disparar burbujas corrosivas y malolientes a sus enemigos. El escarabajo produce y almacena hidroquinona y peróxido de hidrógeno en dos depósitos separados en la punta trasera de su abdomen. Cuando se siente amenazado, el escarabajo contrae los músculos que obligan a los dos reactivos a través de tubos con válvulas a una cámara de mezcla que contiene agua y una mezcla de enzimas catalíticas. Cuando se combinan, los reactivos experimentan una reacción química exotérmica violenta, elevando la temperatura hasta cerca del punto de ebullición del agua. El líquido hirviendo y maloliente se convierte parcialmente en gas (evaporación instantánea) y se expulsa a través de una válvula de salida con un fuerte chasquido.

El peróxido de hidrógeno es una molécula señalizadora de la defensa de las plantas frente a patógenos.

El peróxido de hidrógeno tiene funciones como molécula señalizadora en la regulación de una amplia variedad de procesos biológicos. El compuesto es un factor importante implicado en la teoría del envejecimiento de los radicales libres, basada en la facilidad con la que el peróxido de hidrógeno puede descomponerse en un radical hidroxilo y en cómo los subproductos del metabolismo celular del radical superóxido pueden reaccionar con el agua ambiental para formar peróxido de hidrógeno. Estos radicales hidroxilo, a su vez, reaccionan rápidamente y dañan los componentes celulares vitales, especialmente los de las mitocondrias. Al menos un estudio también ha tratado de vincular la producción de peróxido de hidrógeno con el cáncer. Estos estudios se han citado con frecuencia en reclamaciones de tratamiento fraudulento.

La cantidad de peróxido de hidrógeno en los sistemas biológicos se puede evaluar mediante un ensayo fluorométrico.

Usos

Blanqueamiento

Alrededor del 60 % de la producción mundial de peróxido de hidrógeno se utiliza para el blanqueo de pulpa y papel. La segunda aplicación industrial importante es la fabricación de percarbonato de sodio y perborato de sodio, que se utilizan como blanqueadores suaves en detergentes para ropa. El percarbonato de sodio, que es un aducto de carbonato de sodio y peróxido de hidrógeno, es el ingrediente activo en productos para el lavado de ropa como OxiClean y detergente para ropa Tide. Cuando se disuelve en agua, libera peróxido de hidrógeno y carbonato de sodio. Por sí mismos, estos agentes blanqueadores solo son efectivos a temperaturas de lavado de 60 °C (140 °F) o más y, por lo tanto, a menudo se usan junto con activadores de blanqueador, que facilitan la limpieza. a temperaturas más bajas. También se ha utilizado como agente blanqueador de harinas y como agente blanqueador de dientes.

Producción de compuestos orgánicos

Se utiliza en la producción de varios peróxidos orgánicos, siendo el peróxido de dibenzoilo un ejemplo de alto volumen. Los peroxiácidos, como el ácido peracético y el ácido metacloroperoxibenzoico, también se producen utilizando peróxido de hidrógeno. El peróxido de hidrógeno se ha utilizado para crear explosivos a base de peróxido orgánico, como el peróxido de acetona. Se utiliza como iniciador en polimerizaciones.

Tratamiento de aguas residuales

El peróxido de hidrógeno se utiliza en determinados procesos de tratamiento de aguas residuales para eliminar las impurezas orgánicas. En el proceso de oxidación avanzada, la reacción de Fenton da el radical hidroxilo altamente reactivo (•OH). Esto degrada los compuestos orgánicos, incluidos los que normalmente son robustos, como los compuestos aromáticos o halogenados. También puede oxidar compuestos a base de azufre presentes en los residuos; lo cual es beneficioso ya que generalmente reduce su olor.

Desinfectante

El peróxido de hidrógeno se puede usar para la esterilización de varias superficies, incluidas las herramientas quirúrgicas, y se puede implementar como vapor (VHP) para la esterilización de habitaciones. H₂O₂ demuestra Eficacia de amplio espectro contra virus, bacterias, levaduras y esporas bacterianas. En general, se observa una mayor actividad contra las bacterias Gram-positivas que contra las Gram-negativas; sin embargo, la presencia de catalasa u otras peroxidasas en estos organismos puede aumentar la tolerancia en presencia de concentraciones más bajas. Los niveles más bajos de concentración (3%) funcionarán contra la mayoría de las esporas; concentraciones más altas (7 a 30%) y tiempos de contacto más prolongados mejorarán la actividad esporicida.

El peróxido de hidrógeno se considera una alternativa ambientalmente segura a los blanqueadores a base de cloro, ya que se degrada para formar oxígeno y agua y, en general, la Administración de Drogas y Alimentos de los Estados Unidos (FDA) lo reconoce como seguro como agente antimicrobiano.

Propelente

Sistema de propulsión de hidrogeno-peroxido para cohetes utilizado en un paquete de chorros

Alta concentración H₂O₂ se conoce como "peróxido de prueba alta" (HTP). Se puede utilizar como monopropulsor (no mezclado con combustible) o como componente oxidante de un cohete bipropulsor. El uso como monopropulsor aprovecha la descomposición del peróxido de hidrógeno con una concentración del 70 al 98 % en vapor y oxígeno. El propulsor se bombea a una cámara de reacción, donde un catalizador, generalmente una pantalla de plata o platino, desencadena la descomposición y produce vapor a más de 600 °C (1100 °F), que se expulsa a través de una boquilla, generando empuje. H₂O₂ monopropelente produce un impulso específico máximo (I_sp) de 161 s (1,6 kN·s/kg). El peróxido fue el primer monopropulsor importante adoptado para su uso en aplicaciones de cohetes. La hidracina finalmente reemplazó las aplicaciones de propulsores monopropulsores de peróxido de hidrógeno principalmente debido a un aumento del 25% en el impulso específico del vacío. La hidracina (tóxica) y el peróxido de hidrógeno (menos tóxico [ACGIH TLV 0.01 y 1 ppm respectivamente]) son los dos únicos monopropelentes (aparte de los gases fríos) que han sido ampliamente adoptados y utilizados para aplicaciones de propulsión y energía. El Bell Rocket Belt, los sistemas de control de reacción para X-1, X-15, Centaur, Mercury, Little Joe, así como los generadores de gas con bomba turbo para X-1, X-15, Jupiter, Redstone y Viking usaban peróxido de hidrógeno. como monopropulsor.

Como bipropelente, H₂O₂ se descompone para quemar un combustible como oxidante. Se pueden lograr impulsos específicos de hasta 350 s (3,5 kN·s/kg), según el combustible. El peróxido usado como oxidante da un I_sp algo más bajo que el oxígeno líquido, pero es denso, almacenable, no criogénico y se puede usar más fácilmente para impulsar turbinas de gas para dar altas presiones mediante un eficiente ciclo cerrado. También se puede utilizar para la refrigeración regenerativa de motores de cohetes. El peróxido se usó con mucho éxito como oxidante en los motores de cohetes alemanes de la Segunda Guerra Mundial (p. ej., T-Stoff, que contiene estabilizador de oxiquinolina, tanto para el sistema propulsor monopropulsor externo Walter HWK 109-500 Starthilfe RATO, como para la serie de motores de cohetes Walter HWK 109-509 utilizada para el Me 163B), que se usa con mayor frecuencia con C-Stoff en una combinación hipergólica de encendido automático, y para los lanzadores británicos Black Knight y Black Arrow de bajo costo. Actualmente, HTP se utiliza en los cohetes suborbitales ILR-33 AMBER y Nucleus.

En las décadas de 1940 y 1950, la turbina concebida por Hellmuth Walter KG utilizaba peróxido de hidrógeno para su uso en submarinos mientras estaba sumergida; se descubrió que era demasiado ruidoso y requería demasiado mantenimiento en comparación con los sistemas de energía diesel-eléctricos. Algunos torpedos usaban peróxido de hidrógeno como oxidante o propulsor. El error del operador en el uso de torpedos de peróxido de hidrógeno se mencionó como las posibles causas del hundimiento del HMS Sidon y el submarino ruso Kursk. SAAB Underwater Systems está fabricando el Torpedo 2000. Este torpedo, utilizado por la Armada sueca, está propulsado por un motor de pistón propulsado por HTP como oxidante y queroseno como combustible en un sistema bipropulsor.

Uso doméstico

Lentes de contacto empapados en una solución basada en peróxido de hidrógeno del 3%. El caso incluye un disco catalítico que neutraliza el peróxido de hidrógeno con el tiempo.

El peróxido de hidrógeno tiene varios usos domésticos, principalmente como agente de limpieza y desinfección.

Cabello blanqueador

Diluido H₂O₂ (entre 1,9% y 12%) mezclado con amoníaco acuoso se ha utilizado para decolorar el cabello humano. La propiedad blanqueadora del producto químico le da su nombre a la frase "peróxido rubio". El peróxido de hidrógeno también se usa para blanquear los dientes. Se puede encontrar en la mayoría de las pastas dentales blanqueadoras. El peróxido de hidrógeno ha mostrado resultados positivos en cuanto a la luminosidad de los dientes y los parámetros cromáticos. Funciona al oxidar pigmentos coloreados en el esmalte donde el tono del diente puede volverse más claro. El peróxido de hidrógeno se puede mezclar con bicarbonato de sodio y sal para hacer una pasta de dientes casera.

Eliminación de manchas de sangre

El peróxido de hidrógeno reacciona con la sangre como agente blanqueador, por lo que si una mancha de sangre es reciente o no demasiado antigua, la aplicación generosa de peróxido de hidrógeno, si es necesario en más de una aplicación, blanqueará la mancha por completo. Después de aproximadamente dos minutos de la aplicación, la sangre debe eliminarse firmemente.

Tratamiento del acné

El peróxido de hidrógeno se puede usar para tratar el acné, aunque el peróxido de benzoílo es un tratamiento más común.

Usos de nicho

Chemiluminescence of cyalume, as found in a bright stick

Pegatinas de flujo

El peróxido de hidrógeno reacciona con ciertos diésteres, como el éster de oxalato de fenilo (cyalume), para producir quimioluminiscencia; esta aplicación se encuentra más comúnmente en forma de barras luminosas.

Horticultura

Algunos horticultores y usuarios de hidroponía abogan por el uso de una solución débil de peróxido de hidrógeno en las soluciones de riego. Su descomposición espontánea libera oxígeno que mejora el desarrollo de la raíz de la planta y ayuda a tratar la pudrición de la raíz (muerte celular de la raíz debido a la falta de oxígeno) y una variedad de otras plagas.

Para riego general, se utilizan concentraciones de alrededor del 0,1 % y esto se puede aumentar hasta un uno por ciento para acciones antifúngicas. Las pruebas muestran que el follaje de las plantas puede tolerar con seguridad concentraciones de hasta el 3%.

Pesca

El peróxido de hidrógeno se utiliza en la acuicultura para controlar la mortalidad causada por varios microbios. En 2019, la FDA de EE. UU. lo aprobó para el control de la saprolegniasis en todos los peces de agua fría y todos los alevines y peces adultos de agua fría y de agua templada, para el control de la enfermedad columnaris externa en peces de agua templada y para el control de Gyrodactylus spp. en salmónidos criados en agua dulce. Las pruebas de laboratorio realizadas por piscicultores han demostrado que el peróxido de hidrógeno doméstico común se puede usar de manera segura para proporcionar oxígeno a los peces pequeños. El peróxido de hidrógeno libera oxígeno por descomposición cuando se expone a catalizadores como el dióxido de manganeso.

Eliminación del amarillento de plásticos envejecidos

El peróxido de hidrógeno se puede usar en combinación con una fuente de luz ultravioleta para eliminar el amarillamiento de los plásticos de acrilonitrilo butadieno estireno (ABS) blanco o gris claro para restaurar parcial o totalmente el color original. En la escena de la retrocomputación, este proceso se conoce comúnmente como retr0bright.

Seguridad

La piel poco después de la exposición al 35% H₂O₂

Las regulaciones varían, pero las concentraciones bajas, como el 5 %, están ampliamente disponibles y son legales para comprar para uso médico. La mayoría de las soluciones de peróxido de venta libre no son adecuadas para la ingestión. Las concentraciones más altas pueden considerarse peligrosas y, por lo general, van acompañadas de una hoja de datos de seguridad (SDS). En altas concentraciones, el peróxido de hidrógeno es un oxidante agresivo y corroerá muchos materiales, incluida la piel humana. En presencia de un agente reductor, altas concentraciones de H₂O₂ reaccionará violentamente. Mientras que las concentraciones de hasta el 35% producen solo "blanco" burbujas de oxígeno en la piel (y algo de dolor punzante) que desaparecen con la sangre en 30-45 minutos concentraciones del 98% disuelven el papel. Sin embargo, concentraciones tan bajas como el 3% pueden ser peligrosas para el ojo debido a la evolución de oxígeno dentro del ojo.

Las corrientes de peróxido de hidrógeno de alta concentración, generalmente por encima del 40 %, se deben considerar peligrosas debido a que el peróxido de hidrógeno concentrado cumple con la definición de oxidante DOT según las reglamentaciones de EE. UU., si se libera en el medio ambiente. La cantidad notificable (RQ) de la EPA para desechos peligrosos D001 es de 100 libras (45 kg) o aproximadamente 10 galones estadounidenses (38 L) de peróxido de hidrógeno concentrado.

El peróxido de hidrógeno debe almacenarse en un área fresca, seca y bien ventilada y lejos de cualquier sustancia inflamable o combustible. Debe almacenarse en un recipiente compuesto de materiales no reactivos, como acero inoxidable o vidrio (también pueden ser adecuados otros materiales, incluidos algunos plásticos y aleaciones de aluminio). Debido a que se descompone rápidamente cuando se expone a la luz, debe almacenarse en un recipiente opaco, y las fórmulas farmacéuticas suelen venir en frascos marrones que bloquean la luz.

El peróxido de hidrógeno, ya sea en forma pura o diluida, puede presentar varios riesgos, siendo el principal que forma mezclas explosivas al entrar en contacto con compuestos orgánicos. La destilación de peróxido de hidrógeno a presiones normales es muy peligrosa. También es corrosivo, especialmente cuando se concentra, pero incluso las soluciones de uso doméstico pueden causar irritación en los ojos, las membranas mucosas y la piel. La ingestión de soluciones de peróxido de hidrógeno es particularmente peligrosa, ya que la descomposición en el estómago libera grandes cantidades de gas (diez veces el volumen de una solución al 3 %), lo que provoca hinchazón interna. La inhalación de más del 10% puede causar irritación pulmonar severa.

Con una presión de vapor significativa (1,2 kPa a 50 °C), el vapor de peróxido de hidrógeno es potencialmente peligroso. Según el NIOSH de EE. UU., el límite de peligro inmediato para la vida y la salud (IDLH) es de solo 75 ppm. La Administración de Salud y Seguridad Ocupacional de EE. UU. (OSHA) ha establecido un límite de exposición permisible de 1,0 ppm calculado como un promedio ponderado de tiempo de 8 horas (29 CFR 1910.1000, Tabla Z-1). El peróxido de hidrógeno también ha sido clasificado por la Conferencia Estadounidense de Higienistas Industriales Gubernamentales (ACGIH, por sus siglas en inglés) como un "carcinógeno animal conocido, con relevancia desconocida para los humanos". Para los lugares de trabajo donde existe el riesgo de exposición a concentraciones peligrosas de los vapores, se deben utilizar monitores continuos de peróxido de hidrógeno. La información sobre los peligros del peróxido de hidrógeno está disponible en OSHA y en ATSDR.

Curación de heridas

Históricamente, el peróxido de hidrógeno se usaba para desinfectar heridas, en parte debido a su bajo costo y rápida disponibilidad en comparación con otros antisépticos.

Existe evidencia contradictoria sobre el efecto del peróxido de hidrógeno en la cicatrización de heridas. Algunas investigaciones encuentran beneficios, mientras que otras investigaciones encuentran retrasos e inhibición de la curación. Su uso para el tratamiento domiciliario de heridas está generalmente contraindicado. El peróxido de hidrógeno al 1,5%-3% se utiliza como desinfectante en odontología, especialmente en tratamientos de endodoncia junto con hipoclorito y clorhexidina y al 1-1,5% también es útil para el tratamiento de la inflamación de los terceros molares (muelas del juicio).

Uso en medicina alternativa

Los profesionales de la medicina alternativa han defendido el uso de peróxido de hidrógeno para diversas afecciones, como el enfisema, la influenza, el SIDA y, en particular, el cáncer. No hay evidencia de efectividad y en algunos casos ha resultado fatal.

Tanto la eficacia como la seguridad de la terapia con peróxido de hidrógeno son científicamente cuestionables. El peróxido de hidrógeno es producido por el sistema inmunológico, pero de una manera cuidadosamente controlada. Las células llamadas fagocitos engullen a los patógenos y luego usan peróxido de hidrógeno para destruirlos. El peróxido es tóxico tanto para la célula como para el patógeno, por lo que se mantiene dentro de un compartimento especial, llamado fagosoma. El peróxido de hidrógeno libre dañará cualquier tejido que encuentre a través del estrés oxidativo, un proceso que también se ha propuesto como causa del cáncer. No se han respaldado las afirmaciones de que la terapia con peróxido de hidrógeno aumenta los niveles celulares de oxígeno. Se esperaría que las cantidades administradas proporcionen muy poco oxígeno adicional en comparación con el disponible de la respiración normal. También es difícil elevar el nivel de oxígeno alrededor de las células cancerosas dentro de un tumor, ya que el suministro de sangre tiende a ser deficiente, situación conocida como hipoxia tumoral.

Las dosis orales grandes de peróxido de hidrógeno a una concentración del 3 % pueden causar irritación y ampollas en la boca, la garganta y el abdomen, así como dolor abdominal, vómitos y diarrea. La ingestión de peróxido de hidrógeno en concentraciones del 35% o más se ha relacionado como la causa de numerosos eventos de embolia gaseosa que resultan en hospitalización. En estos casos se utilizó oxigenoterapia hiperbárica para tratar las embolias.

La inyección intravenosa de peróxido de hidrógeno se ha relacionado con varias muertes. La Sociedad Estadounidense del Cáncer afirma que "no hay evidencia científica de que el peróxido de hidrógeno sea un tratamiento contra el cáncer seguro, eficaz o útil". Además, la terapia no está aprobada por la FDA de EE. UU.

Incidentes históricos

• On 16 July 1934, in Kummersdorf, Germany, a propellant tank containing an experimental monopropellant combination consisting of hydro peroxide and ethanol exploded during a test, killing three people.
• Durante la Segunda Guerra Mundial, los médicos de los campos de concentración alemanes experimentaron el uso de inyecciones de peróxido de hidrógeno en el asesinato de sujetos humanos.
• En abril de 1992 se produjo una explosión en la planta de peróxido de hidrógeno de Jarrie, en Francia, debido al fracaso técnico del sistema de control informatizado, lo que dio lugar a una muerte y destrucción amplia de la planta.
• Varias personas recibieron lesiones menores después de un derrame de peróxido de hidrógeno a bordo de un vuelo entre las ciudades estadounidenses de Orlando y Memphis el 28 de octubre de 1998.
• El submarino ruso K-141 Kursk navegó para realizar un ejercicio de disparos de torpedos dummy en el Pyotr Velikiy, un caza de Kirov clase. On 12 August 2000, at 11:28 local time (07:28 UTC), there was an explosion while preparing to fire the torpedoes. El único informe creíble hasta la fecha es que esto se debió al fracaso y explosión de uno de los torpedos de hidrógeno de Kursk. Se cree que HTP, una forma de peróxido de hidrógeno altamente concentrado utilizado como propulsor para el torpedo, visto a través de su contenedor, dañado ya sea por óxido o en el procedimiento de carga de vuelta en tierra donde un incidente que involucra a uno de los torpedos accidentalmente tocar tierra fue sin reportar. La nave se perdió con todas las manos. Un incidente similar fue responsable de la pérdida de HMS Sidon en 1955.
• El 15 de agosto de 2010, se produjo un derrame de unos 30 galones estadounidenses (110 L) de líquido de limpieza en el piso 54 de Broadway, en Times Square, Nueva York. El derrame, que dijo un portavoz del departamento de bomberos de la ciudad de Nueva York era de peróxido de hidrógeno, cerró Broadway entre las calles 42 y 48 oeste mientras los motores de fuego respondían a la situación de nomat. No hubo lesiones reportadas.