Peróxido de hidrogênio

Peróxido de hidrogênio é um composto químico com a fórmula H₂O₂. Em sua forma pura, é um líquido azul muito claro, ligeiramente mais viscoso que a água. É usado como oxidante, agente de branqueamento e anti-séptico, geralmente como uma solução diluída (3% a 6% em peso) em água para uso doméstico e em concentrações mais altas para uso industrial. O peróxido de hidrogênio concentrado, ou "peróxido de alto teste", decompõe-se explosivamente quando aquecido e tem sido usado como propulsor em foguetes.

O peróxido de hidrogênio é uma espécie reativa de oxigênio e o peróxido mais simples, um composto que possui uma ligação simples oxigênio-oxigênio. Decompõe-se lentamente em água e oxigênio elementar quando exposto à luz e rapidamente na presença de compostos orgânicos ou reativos. É normalmente armazenado com um estabilizador em uma solução levemente ácida em um frasco escuro para bloquear a luz. O peróxido de hidrogênio é encontrado em sistemas biológicos, incluindo o corpo humano. As enzimas que usam ou decompõem o peróxido de hidrogênio são classificadas como peroxidases.

Propriedades

O ponto de ebulição de H₂O₂ foi extrapolado como sendo 150,2 °C (302,4 °F), aproximadamente 50 °C (90 °F) mais alto que a água. Na prática, o peróxido de hidrogênio sofrerá decomposição térmica potencialmente explosiva se aquecido a esta temperatura. Pode ser destilado com segurança a temperaturas mais baixas sob pressão reduzida.

Estrutura

Estrutura e dimensões de H. H. H.₂O₂ na fase de gás

Estrutura e dimensões de H. H. H.₂O₂ na fase sólida (cristalino)

Peróxido de hidrogênio (H₂O₂) é uma molécula não planar com simetria C₂ (torcida); isso foi mostrado pela primeira vez por Paul-Antoine Giguère em 1950 usando espectroscopia de infravermelho. Embora a ligação O-O seja uma ligação simples, a molécula tem uma barreira rotacional relativamente alta de 386 cm−1 (4,62 kJ/mol) para rotação entre enantiômeros por meio da configuração trans e 2460 cm⁻¹ (29,4 kJ/mol) por meio da configuração cis. Propõe-se que essas barreiras sejam devidas à repulsão entre os pares solitários dos átomos de oxigênio adjacentes e aos efeitos dipolares entre as duas ligações O-H. Para comparação, a barreira rotacional para etano é 1040 cm⁻¹ (12,4 kJ/mol).

O ângulo diedro de aproximadamente 100° entre as duas ligações O-H torna a molécula quiral. É a menor e mais simples molécula a exibir enantiomerismo. Foi proposto que as interações enantioespecíficas de um em vez do outro podem ter levado à amplificação de uma forma enantiomérica de ácidos ribonucleicos e, portanto, uma origem de homoquiralidade em um mundo de RNA.

As estruturas moleculares de H₂O ₂ são significativamente diferentes. Essa diferença é atribuída aos efeitos da ligação de hidrogênio, que está ausente no estado gasoso. Cristais de H₂O₂ são tetragonais com o grupo de espaço D⁴
₄ ou P4₁2₁2.

Soluções aquosas

Em soluções aquosas, o peróxido de hidrogênio difere da substância pura devido aos efeitos das ligações de hidrogênio entre a água e as moléculas de peróxido de hidrogênio. O peróxido de hidrogênio e a água formam uma mistura eutética, exibindo uma depressão do ponto de congelamento de até -56°C; a água pura tem um ponto de congelamento de 0 °C e peróxido de hidrogênio puro de -0,43 °C. O ponto de ebulição das mesmas misturas também é reduzido em relação à média de ambos os pontos de ebulição (125,1°C). Ocorre a 114°C. Este ponto de ebulição é 14 °C maior que o da água pura e 36,2 °C menor que o do peróxido de hidrogênio puro.

Diagrama de fase de H. H. H.₂O₂ e água: A área acima da linha azul é líquida. Linhas pontilhadas separam fases sólidas-líquidas de fases sólidas-sólidas.

Comparação com análogos

O peróxido de hidrogênio tem vários análogos estruturais com H_mX−XHn arranjos de ligação (água também mostrada para comparação). Tem o ponto de ebulição (teórico) mais alto desta série (X = O, S, N, P). Seu ponto de fusão também é bastante alto, sendo comparável ao da hidrazina e da água, com apenas a hidroxilamina cristalizando significativamente mais rapidamente, indicando uma ligação de hidrogênio particularmente forte. O difosfano e o dissulfeto de hidrogênio exibem apenas ligações de hidrogênio fracas e têm pouca semelhança química com o peróxido de hidrogênio. Estruturalmente, todos os análogos adotam estruturas distorcidas semelhantes, devido à repulsão entre pares solitários adjacentes.

Descoberta

Alexander von Humboldt às vezes é dito ter sido o primeiro a relatar o primeiro peróxido sintético, peróxido de bário, em 1799 como um subproduto de suas tentativas de decompor o ar, embora isso seja contestado devido à opinião de von Humboldt redação ambígua. Dezenove anos depois, Louis Jacques Thénard reconheceu que este composto poderia ser usado para a preparação de um composto até então desconhecido, que ele descreveu como eau oxygénée ("água oxigenada") – posteriormente conhecido como peróxido de hidrogênio. Hoje, o termo "água oxigenada" pode aparecer nas embalagens de varejo referindo-se a misturas contendo água e peróxido de hidrogênio ou água e oxigênio dissolvido. Isso pode causar ferimentos pessoais se a diferença não for devidamente compreendida pelo usuário.

Uma versão melhorada do processo de Thénard usava ácido clorídrico, seguido pela adição de ácido sulfúrico para precipitar o subproduto sulfato de bário. Este processo foi utilizado desde o final do século XIX até meados do século XX.

O efeito de branqueamento de peróxidos e seus sais em corantes naturais era conhecido desde os experimentos de Thénard na década de 1820, mas as primeiras tentativas de produção industrial de peróxidos falharam. A primeira planta produtora de peróxido de hidrogênio foi construída em 1873 em Berlim. A descoberta da síntese de peróxido de hidrogênio por eletrólise com ácido sulfúrico introduziu o método eletroquímico mais eficiente. Foi comercializado pela primeira vez em 1908 em Weißenstein, Caríntia, Áustria. O processo da antraquinona, que ainda é usado, foi desenvolvido na década de 1930 pelo fabricante químico alemão IG Farben em Ludwigshafen. A crescente demanda e melhorias nos métodos de síntese resultaram no aumento da produção anual de peróxido de hidrogênio de 35.000 toneladas em 1950, para mais de 100.000 toneladas em 1960, para 300.000 toneladas em 1970; em 1998 atingiu 2,7 milhões de toneladas.

As primeiras tentativas falharam em produzir peróxido de hidrogênio puro. O peróxido de hidrogênio anidro foi obtido pela primeira vez por destilação a vácuo.

A determinação da estrutura molecular do peróxido de hidrogênio provou ser muito difícil. Em 1892, o químico físico italiano Giacomo Carrara (1864–1925) determinou sua massa molecular por depressão do ponto de congelamento, o que confirmou que sua fórmula molecular é H₂O₂. H₂O=O parecia ser tão possível quanto a estrutura moderna e tão tardia quanto em em meados do século 20, pelo menos meia dúzia de variantes isoméricas hipotéticas de duas opções principais pareciam ser consistentes com as evidências disponíveis. Em 1934, o físico matemático inglês William Penney e o físico escocês Gordon Sutherland propuseram uma estrutura molecular para o peróxido de hidrogênio muito semelhante à atualmente aceita.

Anteriormente, o peróxido de hidrogênio era preparado industrialmente por hidrólise de persulfato de amônio:

2 [NH4]HSO4 + H2O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Não.NH4]2S2O8+2H. H. H.2O⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 2Não.NH4]HSO4+H. H. H.2O2Não. [NH4]2S2O8 + 2 H2O -> 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 foi obtido pela eletrólise de uma solução de bissulfato de amônio ([NH₄]HSO₄) em ácido sulfúrico:

[NH4]2S2O8 + H2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2Não.NH4]HSO4⟶ ⟶ ⟶ ⟶ Não.NH4]2S2O8+H. H. H.2[NH4]HSO4 -> [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;"/>

Produção

Ciclo catalítico para o processo de antraquinona para produzir peróxido de hidrogênio: uma antraquinona (direita) é reduzida usando hidrogênio para produzir a antraidroquinona correspondente (esquerda). Isso é oxidado usando oxigênio para produzir peróxido de hidrogênio e recuperar antraquinona.

Atualmente, o peróxido de hidrogênio é fabricado quase exclusivamente pelo processo da antraquinona, que foi originalmente desenvolvido pela BASF em 1939. Ele começa com a redução de uma antraquinona (como a 2-etilantraquinona ou o derivado 2-amil) à antrahidroquinona correspondente, tipicamente por hidrogenação em um catalisador de paládio. Na presença de oxigênio, a antrahidroquinona sofre auto-oxidação: os átomos de hidrogênio lábeis dos grupos hidroxila se transferem para a molécula de oxigênio, para dar peróxido de hidrogênio e regenerar a antraquinona. A maioria dos processos comerciais atinge a oxidação borbulhando ar comprimido através de uma solução de antrahidroquinona, com o peróxido de hidrogênio extraído da solução e a antraquinona reciclada para sucessivos ciclos de hidrogenação e oxidação.

A reação líquida para o processo catalisado por antraquinona é:

H. H. H.₂ + O₂ → H₂O₂

A economia do processo depende muito da reciclagem eficaz dos solventes de extração, do catalisador de hidrogenação e da cara quinona.

Recipiente de tanque ISO para transporte de peróxido de hidrogênio

Um carro tanque projetado para transportar o peróxido de hidrogênio por via ferroviária

Outras fontes

Pequenas, mas detectáveis, quantidades de peróxido de hidrogênio podem ser formadas por vários métodos. Pequenas quantidades são formadas por eletrólise de ácido diluído ao redor do cátodo, onde o hidrogênio evolui se o oxigênio for borbulhado ao redor dele. Também é produzido pela exposição da água aos raios ultravioleta de uma lâmpada de mercúrio ou a um arco elétrico enquanto a confina em um recipiente transparente aos raios ultravioleta (por exemplo, quartzo). É detectável na água gelada após a queima de um fluxo de gás hidrogênio direcionado a ela e também é detectável no gelo flutuante. O ar úmido de resfriamento rápido soprado através de um centelhador de aproximadamente 2.000 °C resulta em quantidades detectáveis.

Um processo comercialmente viável para produzir peróxido de hidrogênio diretamente do ambiente tem sido de interesse por muitos anos. A síntese direta eficiente é difícil de alcançar, pois a reação do hidrogênio com o oxigênio favorece termodinamicamente a produção de água. Sistemas para síntese direta têm sido desenvolvidos, a maioria dos quais emprega catalisadores metálicos finamente dispersos semelhantes aos usados para hidrogenação de substratos orgânicos. Um obstáculo econômico tem sido que os processos diretos fornecem uma solução diluída e não econômica para o transporte. Nenhum deles chegou a um ponto em que possa ser usado para síntese em escala industrial.

Disponibilidade

O peróxido de hidrogênio está mais comumente disponível como uma solução em água. Para os consumidores, geralmente está disponível nas farmácias em concentrações de 3 e 6% em peso. As concentrações às vezes são descritas em termos do volume de gás oxigênio gerado; um mililitro de uma solução de 20 volumes gera vinte mililitros de gás oxigênio quando completamente decomposto. Para uso em laboratório, as soluções de 30% em peso são as mais comuns. Graus comerciais de 70% a 98% também estão disponíveis, mas devido ao potencial de soluções de mais de 68% de peróxido de hidrogênio serem totalmente convertidos em vapor e oxigênio (com a temperatura do vapor aumentando à medida que a concentração aumenta acima de 68%) esses graus são potencialmente muito mais perigosos e requerem cuidados especiais em áreas de armazenamento dedicadas. Os compradores geralmente devem permitir a inspeção por fabricantes comerciais.

Em 1994, produção mundial de H₂O₂ era de cerca de 1,9 milhão de toneladas e cresceu para 2,2 milhões em 2006, a maior parte com uma concentração de 70% ou menos. Naquele ano, 30% a granel H₂O₂ vendido por cerca de 0,54 USD/kg, equivalente a US$ 1,50/kg (US$ 0,68/lb) em uma "base de 100%".

Ocorrência natural

O peróxido de hidrogênio ocorre nas águas superficiais, nas águas subterrâneas e na atmosfera. Forma-se mediante iluminação ou ação catalítica natural de substâncias contidas na água. A água do mar contém 0,5 a 14 μg/L de peróxido de hidrogênio e a água doce contém 1 a 30 μg/L. As concentrações no ar são de cerca de 0,4 a 4 μg/m³, variando em várias ordens de magnitude, dependendo de condições como estação do ano, altitude, luz do dia e conteúdo de vapor d'água. No ar noturno rural, é inferior a 0,014 μg/m³ e, em poluição fotoquímica moderada, é de 14 a 42 μg/m³.

Reações

Decomposição

O peróxido de hidrogênio se decompõe para formar água e oxigênio com um ΔHo de –2884,5 kJ/kg e um ΔS de 70,5 J/(mol·K):

2 H2O + O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2H. H. H.2O2⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 2H. H. H.2O+O2(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;"/>

A taxa de decomposição aumenta com o aumento da temperatura, concentração e pH (H₂O₂ sendo instável sob condições alcalinas), com soluções frias, diluídas e ácidas mostrando a melhor estabilidade. A decomposição é catalisada por vários íons ou compostos redox-ativos, incluindo a maioria dos metais de transição e seus compostos (por exemplo, dióxido de manganês (MnO₂), prata e platina). Certos íons metálicos, como Fe2+ ou Ti³⁺, podem fazer com que a decomposição tome um caminho diferente, com radicais livres como o radical hidroxila (HO^•) e hidroperoxil (HOO^•) sendo formado. O iodeto de potássio (KI) reage de forma particularmente rápida e forma a base da demonstração da pasta de dentes para elefantes. O peróxido de hidrogênio também pode ser decomposto biologicamente pela enzima catalase. A decomposição do peróxido de hidrogênio libera oxigênio e calor; isso pode ser perigoso, pois derramar peróxido de hidrogênio de alta concentração em uma substância inflamável pode causar um incêndio imediato.

Reações redox

As propriedades redox do peróxido de hidrogênio dependem do pH, pois as condições ácidas exacerbam o poder dos agentes oxidantes e as condições básicas exacerbam o poder dos agentes redutores. Como o peróxido de hidrogênio exibe propriedades redox ambivalentes, sendo simultaneamente um oxidante ou um redutor, seu comportamento redox depende imediatamente do pH.

Em soluções ácidas, H₂O₂ é um poderoso oxidante, mais forte que o cloro, o dióxido de cloro e o permanganato de potássio. Quando usado para limpar vidraria de laboratório, uma solução de peróxido de hidrogênio e ácido sulfúrico é chamada de solução Piranha.

H₂O₂ é uma fonte de radicais hidroxila (^•OH), que são altamente reativos.

Em soluções ácidas, Fe²⁺ é oxidado a Fe³⁺ (água oxigenada atuando como agente oxidante):

2 Fe^3+_{(aq)}{}+ 2 H2O_{(l)}}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2Fe(Aq)2++H. H. H.2O2+2H. H. H.(Aq)+⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 2Fe(Aq)3++2H. H. H.2O(Eu...){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;"/>

e sulfito (SO2−3) é oxidado a sulfato (SO2−4). No entanto, o permanganato de potássio é reduzido a Mn²⁺ por ácido H₂O₂.

2 Mn^2+ + 8 H2O + 5 O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2Mn.4- Sim. - Sim. +5H. H. H.2O2+6H. H. H.+⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 2Mn.2++8H. H. H.2O+5O2(2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+ -> 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;"/>

Em condições alcalinas, no entanto, algumas dessas reações se invertem; por exemplo, Mn²⁺ é oxidado para Mn⁴⁺ (como MnO2).

Em soluções básicas, o peróxido de hidrogênio é um forte redutor e pode reduzir uma variedade de íons inorgânicos. Quando H₂O₂ atua como um agente redutor, também é produzido gás oxigênio. Por exemplo, o peróxido de hidrogênio reduzirá o hipoclorito de sódio e o permanganato de potássio, que é um método conveniente para preparar oxigênio em laboratório:

O2 + NaCl + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">NaOCl+H. H. H.2O2⟶ ⟶ ⟶ ⟶ O2+NaCl+H. H. H.2O(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">2O quê?4+3H. H. H.2O2⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 2Mn.2+2KOH+2H. H. H.2O+3O2(2 KMnO4 + 3 H2O2 -> 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;"/>

Reações orgânicas

O peróxido de hidrogênio é freqüentemente usado como um agente oxidante. Ilustrativa é a oxidação de tioéteres a sulfóxidos:

Ph-S(O)-CH3 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Ph- Sim. - Sim. S- Sim. - Sim. CH3+H. H. H.2O2⟶ ⟶ ⟶ ⟶ Ph- Sim. - Sim. S(O)- Sim. - Sim. CH3+H. H. H.2O(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;"/>

O peróxido de hidrogênio alcalino é usado para a epoxidação de alcenos deficientes em elétrons, como derivados do ácido acrílico, e para a oxidação de alquilboranos a álcoois, a segunda etapa da hidroboração-oxidação. É também o principal reagente no processo de oxidação Dakin.

Precursor de outros compostos de peróxido

O peróxido de hidrogênio é um ácido fraco, formando hidroperóxido ou sais de peróxido com muitos metais.

Também converte óxidos metálicos nos peróxidos correspondentes. Por exemplo, no tratamento com peróxido de hidrogênio, ácido crômico (CrO₃ e H₂SO₄) forma um peróxido azul CrO(O₂)₂.

Esse tipo de reação é usado industrialmente para produzir peroxoânions. Por exemplo, a reação com o bórax leva ao perborato de sódio, um alvejante usado em detergentes para a roupa:

2 Na2B2O4(OH)4 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Nao2B4O7+4H. H. H.2O2+2NaOH⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 2Nao2B2O4(Oh!)4+H. H. H.2O(Na2B4O7 + 4 H2O2 + 2 NaOH -> 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 converte ácidos carboxílicos (RCO₂H) em peroxiácidos (RC(O)O₂H), que são usados como agentes oxidantes. O peróxido de hidrogênio reage com acetona para formar peróxido de acetona e com ozônio para formar trioxidano. O peróxido de hidrogênio forma adutos estáveis com uréia (peróxido de hidrogênio - uréia), carbonato de sódio (percarbonato de sódio) e outros compostos. Um aduto ácido-base com óxido de trifenilfosfina é um útil "transportador" para H₂O₂ em algumas reações.

O peróxido de hidrogênio é um agente oxidante e um agente redutor. A oxidação do peróxido de hidrogênio pelo hipoclorito de sódio produz oxigênio singleto. A reação líquida de um íon férrico com peróxido de hidrogênio é um íon ferroso e oxigênio. Isso ocorre via oxidação de um único elétron e radicais hidroxila. Isso é usado em algumas oxidações de química orgânica, por ex. no reagente de Fenton. Apenas quantidades catalíticas de íon de ferro são necessárias, uma vez que o peróxido também oxida ferroso em íon férrico. A reação líquida de peróxido de hidrogênio e permanganato ou dióxido de manganês é o íon manganoso; no entanto, até que o peróxido seja gasto, alguns íons de manganês são reoxidados para tornar a reação catalítica. Isso forma a base para foguetes monopropelentes comuns.

Função biológica

Ascarido

O peróxido de hidrogênio é formado em humanos e outros animais como um produto de vida curta em processos bioquímicos e é tóxico para as células. A toxicidade é devida à oxidação de proteínas, lipídios de membrana e DNA pelos íons de peróxido. A classe de enzimas biológicas chamada superóxido dismutase (SOD) é desenvolvida em quase todas as células vivas como um importante agente antioxidante. Eles promovem a desproporção do superóxido em oxigênio e peróxido de hidrogênio, que é rapidamente decomposto pela enzima catalase em oxigênio e água.

O2 + H2O2}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">2O2- Sim. - Sim. +2H. H. H.+⟶ ⟶ ⟶ ⟶ O2+H. H. H.2O2{displaystyle {ce {2 O2- + 2 H+ -> 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">2H. H. H.2O2⟶ ⟶ ⟶ ⟶ O2+2H. H. H.2O(2 H2O2 -> 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;"/>

Os peroxissomos são organelas encontradas em praticamente todas as células eucarióticas. Eles estão envolvidos no catabolismo de ácidos graxos de cadeia muito longa, ácidos graxos de cadeia ramificada, D-aminoácidos, poliaminas e biossíntese de plasmalogênios, éter fosfolipídios críticos para o funcionamento normal de cérebros e pulmões de mamíferos. Após a oxidação, eles produzem peróxido de hidrogênio no seguinte processo catalisado por flavina adenina dinucleotídeo (FAD):

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A catalase, outra enzima peroxissomal, usa este H₂O₂ para oxidar outros substratos, incluindo fenóis, ácido fórmico, formaldeído e álcool, por meio de uma reação de peroxidação:

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eliminando assim o venenoso peróxido de hidrogênio no processo.

Essa reação é importante nas células do fígado e dos rins, onde os peroxissomos neutralizam várias substâncias tóxicas que entram no sangue. Parte do etanol que os humanos bebem é oxidado a acetaldeído dessa maneira. Além disso, quando o excesso H₂O₂ se acumula na célula, a catalase o converte em H₂O por meio desta reação:

[{ce {CAT}}] {1/2O2}+ H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H. H. H.2O2→CAT12O2+H. H. H.2O(H2O2 ->[{ce {CAT}}] {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;"/>

Outra origem do peróxido de hidrogênio é a degradação do monofosfato de adenosina, que produz hipoxantina. A hipoxantina é então catabolizada oxidativamente primeiro em xantina e depois em ácido úrico, e a reação é catalisada pela enzima xantina oxidase:

Hypoxanthine

Oxidação de Xanthine

H. H. H.₂O, O₂

H. H. H.₂O₂

Xanthine

Oxidação de Xanthine

H. H. H.₂O, O₂

H. H. H.₂O₂

Ácido úrico

Degradação da hipoxantina através da xantina ao ácido úrico para formar o peróxido de hidrogênio.

Besouro bombardeiro australiano

A degradação do monofosfato de guanosina produz xantina como um produto intermediário que é então convertido da mesma forma em ácido úrico com a formação de peróxido de hidrogênio.

Ovos de ouriço-do-mar, logo após a fertilização por um espermatozoide, produzem peróxido de hidrogênio. É então rapidamente dissociado em radicais HO•. Os radicais servem como iniciador da polimerização radical, que envolve os ovos com uma camada protetora de polímero.

O besouro bombardeiro tem um dispositivo que lhe permite disparar bolhas corrosivas e malcheirosas contra seus inimigos. O besouro produz e armazena hidroquinona e peróxido de hidrogênio, em dois reservatórios separados na ponta traseira de seu abdômen. Quando ameaçado, o besouro contrai músculos que forçam os dois reagentes através de tubos valvulados para uma câmara de mistura contendo água e uma mistura de enzimas catalíticas. Quando combinados, os reagentes sofrem uma reação química exotérmica violenta, elevando a temperatura para perto do ponto de ebulição da água. O líquido fervente e malcheiroso torna-se parcialmente um gás (evaporação instantânea) e é expelido por uma válvula de saída com um som alto de estouro.

O peróxido de hidrogênio é uma molécula sinalizadora de defesa das plantas contra patógenos.

O peróxido de hidrogênio desempenha funções como molécula sinalizadora na regulação de uma ampla variedade de processos biológicos. O composto é um fator importante implicado na teoria dos radicais livres do envelhecimento, com base na rapidez com que o peróxido de hidrogênio pode se decompor em um radical hidroxila e como os subprodutos do radical superóxido do metabolismo celular podem reagir com a água ambiente para formar o peróxido de hidrogênio. Esses radicais hidroxila, por sua vez, reagem prontamente e danificam componentes celulares vitais, especialmente os da mitocôndria. Pelo menos um estudo também tentou vincular a produção de peróxido de hidrogênio ao câncer. Esses estudos têm sido frequentemente citados em reivindicações fraudulentas de tratamento.

A quantidade de peróxido de hidrogênio em sistemas biológicos pode ser avaliada usando um ensaio fluorométrico.

Usos

Branqueamento

Cerca de 60% da produção mundial de peróxido de hidrogênio é usada para branqueamento de celulose e papel. A segunda maior aplicação industrial é a fabricação de percarbonato de sódio e perborato de sódio, que são usados como alvejantes suaves em detergentes para roupas. O percarbonato de sódio, que é um aduto de carbonato de sódio e peróxido de hidrogênio, é o ingrediente ativo em produtos de lavanderia como OxiClean e sabão em pó Tide. Quando dissolvido em água, libera peróxido de hidrogênio e carbonato de sódio. Por si só, esses agentes de branqueamento são eficazes apenas em temperaturas de lavagem de 60 °C (140 °F) ou acima e, portanto, geralmente são usados em conjunto com ativadores de alvejante, que facilitam a limpeza em temperaturas mais baixas. Também tem sido usado como um agente de branqueamento de farinha e um agente de branqueamento de dentes e ossos.

Produção de compostos orgânicos

É usado na produção de vários peróxidos orgânicos, sendo o peróxido de dibenzoíla um exemplo de alto volume. Ácidos peroxi, como ácido peracético e ácido meta-cloroperoxibenzóico, também são produzidos usando peróxido de hidrogênio. O peróxido de hidrogênio tem sido usado para criar explosivos à base de peróxido orgânico, como o peróxido de acetona. É usado como iniciador em polimerizações.

Tratamento de esgoto

O peróxido de hidrogênio é usado em certos processos de tratamento de águas residuais para remover impurezas orgânicas. No processamento avançado de oxidação, a reação de Fenton fornece o radical hidroxila altamente reativo (•OH). Isso degrada compostos orgânicos, incluindo aqueles que normalmente são robustos, como compostos aromáticos ou halogenados. Também pode oxidar compostos à base de enxofre presentes nos resíduos; o que é benéfico, pois geralmente reduz o odor.

Desinfetante

O peróxido de hidrogênio pode ser usado para a esterilização de várias superfícies, incluindo ferramentas cirúrgicas, e pode ser implantado como vapor (VHP) para esterilização de ambiente. H₂O₂ demonstra eficácia de amplo espectro contra vírus, bactérias, leveduras e esporos bacterianos. Em geral, observa-se maior atividade contra bactérias Gram-positivas do que Gram-negativas; no entanto, a presença de catalase ou outras peroxidases nesses organismos pode aumentar a tolerância na presença de concentrações mais baixas. Níveis mais baixos de concentração (3%) funcionarão contra a maioria dos esporos; concentrações mais altas (7 a 30%) e tempos de contato mais longos melhorarão a atividade esporicida.

O peróxido de hidrogênio é visto como uma alternativa ambientalmente segura aos alvejantes à base de cloro, pois se degrada para formar oxigênio e água e é geralmente reconhecido como seguro como agente antimicrobiano pela Food and Drug Administration (FDA) dos EUA.

Propelente

Sistema de propulsão de peróxido de hidrogênio usado em um jet pack

Alta concentração H₂O₂ é referido como "peróxido de alto teste" (HTTP). Pode ser usado como monopropelente (não misturado com combustível) ou como componente oxidante de um foguete bipropelente. O uso como monopropelente aproveita a decomposição de 70-98% de concentração de peróxido de hidrogênio em vapor e oxigênio. O propulsor é bombeado para uma câmara de reação, onde um catalisador, geralmente uma tela de prata ou platina, desencadeia a decomposição, produzindo vapor a mais de 600 °C (1.100 °F), que é expelido por um bocal, gerando empuxo. H₂O₂ monopropelente produz um impulso específico máximo (I_sp) de 161 s (1,6 kN·s/kg). O peróxido foi o primeiro grande monopropelente adotado para uso em aplicações de foguetes. A hidrazina acabou substituindo as aplicações de propulsor monopropelente de peróxido de hidrogênio principalmente por causa de um aumento de 25% no impulso específico do vácuo. A hidrazina (tóxica) e o peróxido de hidrogênio (menos tóxico [ACGIH TLV 0,01 e 1 ppm, respectivamente]) são os dois únicos monopropelentes (além dos gases frios) que foram amplamente adotados e utilizados para aplicações de propulsão e energia. O Bell Rocket Belt, sistemas de controle de reação para X-1, X-15, Centaur, Mercury, Little Joe, bem como os geradores de gás turbo-bomba para X-1, X-15, Júpiter, Redstone e Viking usaram peróxido de hidrogênio como monopropelente.

Como bipropelente, H₂O₂ é decomposto para queimar um combustível como um oxidante. Impulsos específicos de até 350 s (3,5 kN·s/kg) podem ser alcançados, dependendo do combustível. O peróxido usado como oxidante fornece um I_sp um pouco menor do que o oxigênio líquido, mas é denso, armazenável, não criogênico e pode ser mais facilmente usado para acionar turbinas a gás para fornecer altas pressões usando um eficiente ciclo fechado. Também pode ser usado para resfriamento regenerativo de motores de foguetes. O peróxido foi usado com muito sucesso como um oxidante em motores de foguetes alemães da Segunda Guerra Mundial (por exemplo, T-Stoff, contendo estabilizador de oxiquinolina, tanto para o sistema de reforço monopropelente externo Walter HWK 109-500 Starthilfe RATO, quanto para a série de motores de foguete Walter HWK 109-509 usada para o Me 163B), mais frequentemente usada com C-Stoff em uma combinação hipergólica de autoignição e para os lançadores britânicos Black Knight e Black Arrow de baixo custo. Atualmente, o HTP é usado nos foguetes suborbitais ILR-33 AMBER e Nucleus.

Nas décadas de 1940 e 1950, a turbina concebida por Hellmuth Walter KG usava peróxido de hidrogênio para uso em submarinos submersos; descobriu-se que era muito barulhento e exigia muita manutenção em comparação com os sistemas de energia diesel-elétrico. Alguns torpedos usavam peróxido de hidrogênio como oxidante ou propulsor. O erro do operador no uso de torpedos de peróxido de hidrogênio foi apontado como possível causa do naufrágio do HMS Sidon e do submarino russo Kursk. A SAAB Underwater Systems está fabricando o Torpedo 2000. Este torpedo, usado pela Marinha Sueca, é movido por um motor a pistão impulsionado por HTP como oxidante e querosene como combustível em um sistema bipropulsor.

Uso doméstico

Lentes de contato absorvendo em uma solução baseada em peróxido de hidrogênio de 3%. O caso inclui um disco catalítico que neutraliza o peróxido de hidrogênio ao longo do tempo.

O peróxido de hidrogênio tem vários usos domésticos, principalmente como agente de limpeza e desinfecção.

branqueamento de cabelo

Diluído H₂O₂ (entre 1,9% e 12%) misturado com amônia aquosa tem sido usado para descolorir o cabelo humano. A propriedade de branqueamento do produto químico empresta seu nome à frase "loiro peróxido". O peróxido de hidrogênio também é usado para clarear os dentes. Pode ser encontrado na maioria dos cremes dentais clareadores. O peróxido de hidrogênio mostrou resultados positivos envolvendo os parâmetros de claridade e tonalidade cromática dos dentes. Funciona oxidando pigmentos coloridos no esmalte, onde a tonalidade do dente pode ficar mais clara. O peróxido de hidrogênio pode ser misturado com bicarbonato de sódio e sal para fazer uma pasta de dente caseira.

Remoção de manchas de sangue

O peróxido de hidrogênio reage com o sangue como um agente de branqueamento e, portanto, se uma mancha de sangue for recente ou não muito antiga, a aplicação liberal de peróxido de hidrogênio, se necessário em mais de uma aplicação, removerá totalmente a mancha. Após cerca de dois minutos da aplicação, o sangue deve ser firmemente enxugado.

Tratamento de acne

O peróxido de hidrogênio pode ser usado para tratar a acne, embora o peróxido de benzoíla seja um tratamento mais comum.

Agente de limpeza oral

O uso de peróxido de hidrogênio diluído como agente de limpeza oral foi revisado academicamente para determinar sua utilidade no tratamento de gengivite e placa bacteriana. Embora haja um efeito positivo quando comparado com um placebo, concluiu-se que a clorexidina é um tratamento muito mais eficaz.

Usos de nicho

Chemiluminescência de cialume, como encontrado em um pau de brilho

Glow sticks

O peróxido de hidrogênio reage com certos di-ésteres, como éster fenil oxalato (cyalume), para produzir quimioluminescência; esta aplicação é mais comumente encontrada na forma de bastões luminosos.

Horticultura

Alguns horticultores e usuários de hidroponia defendem o uso de solução fraca de peróxido de hidrogênio em soluções de irrigação. Sua decomposição espontânea libera oxigênio que aumenta o desenvolvimento da raiz de uma planta e ajuda a tratar a podridão radicular (morte celular da raiz devido à falta de oxigênio) e uma variedade de outras pragas.

Para concentrações gerais de irrigação, cerca de 0,1% está em uso e isso pode ser aumentado até um por cento para ações antifúngicas. Testes mostram que a folhagem da planta pode tolerar com segurança concentrações de até 3%.

Pescaria

O peróxido de hidrogênio é usado na aquicultura para controlar a mortalidade causada por vários micróbios. Em 2019, o FDA dos EUA o aprovou para o controle da saprolegniase em todos os peixes de água fria e todos os alevinos e adultos de água fria e água quente, para o controle da doença columnaris externa em peixes de água quente e para o controle de Gyrodactylus spp. em salmonídeos criados em água doce. Testes de laboratório conduzidos por criadores de peixes demonstraram que o peróxido de hidrogênio doméstico comum pode ser usado com segurança para fornecer oxigênio para peixes pequenos. O peróxido de hidrogênio libera oxigênio por decomposição quando é exposto a catalisadores como o dióxido de manganês.

Removendo o amarelamento de plásticos envelhecidos

O peróxido de hidrogênio pode ser usado em combinação com uma fonte de luz ultravioleta para remover o amarelamento de plásticos de acrilonitrila butadieno estireno (ABS) branco ou cinza claro para restaurar parcial ou totalmente a cor original. Na cena da retrocomputação, esse processo é comumente referido como retr0bright.

Segurança

Pele pouco depois da exposição a 35% H. H. H.₂O₂

Os regulamentos variam, mas baixas concentrações, como 5%, estão amplamente disponíveis e são legais para compra para uso médico. A maioria das soluções de peróxido de venda livre não são adequadas para ingestão. Concentrações mais altas podem ser consideradas perigosas e normalmente são acompanhadas por uma folha de dados de segurança (SDS). Em altas concentrações, o peróxido de hidrogênio é um oxidante agressivo e pode corroer muitos materiais, inclusive a pele humana. Na presença de um agente redutor, altas concentrações de H₂O₂ reagirá violentamente. Enquanto concentrações de até 35% produzem apenas manchas "brancas" bolhas de oxigênio na pele (e alguma dor lancinante) que desaparecem com o sangue em 30-45 minutos, concentrações de 98% dissolvem o papel. No entanto, concentrações tão baixas quanto 3% podem ser perigosas para os olhos devido à evolução do oxigênio dentro do olho.

Os fluxos de peróxido de hidrogênio de alta concentração, normalmente acima de 40%, devem ser considerados perigosos devido ao peróxido de hidrogênio concentrado atender à definição de um oxidante DOT de acordo com os regulamentos dos EUA, se liberado no meio ambiente. A Quantidade Reportável da EPA (RQ) para resíduos perigosos D001 é de 100 libras (45 kg), ou aproximadamente 10 galões americanos (38 L), de peróxido de hidrogênio concentrado.

O peróxido de hidrogênio deve ser armazenado em uma área fresca, seca e bem ventilada e longe de qualquer substância inflamável ou combustível. Deve ser armazenado em um recipiente composto de materiais não reativos, como aço inoxidável ou vidro (outros materiais, incluindo alguns plásticos e ligas de alumínio, também podem ser adequados). Como se decompõe rapidamente quando exposto à luz, deve ser armazenado em um recipiente opaco, e as formulações farmacêuticas geralmente vêm em frascos marrons que bloqueiam a luz.

O peróxido de hidrogênio, puro ou diluído, pode apresentar diversos riscos, sendo o principal o de formar misturas explosivas ao entrar em contato com compostos orgânicos. A destilação de peróxido de hidrogênio em pressões normais é altamente perigosa. Também é corrosivo, especialmente quando concentrado, mas mesmo soluções domésticas podem causar irritação nos olhos, membranas mucosas e pele. A ingestão de soluções de peróxido de hidrogênio é particularmente perigosa, pois a decomposição no estômago libera grandes quantidades de gás (dez vezes o volume de uma solução a 3%), levando ao inchaço interno. Inalar mais de 10% pode causar irritação pulmonar grave.

Com uma pressão de vapor significativa (1,2 kPa a 50 °C), o vapor de peróxido de hidrogênio é potencialmente perigoso. De acordo com o NIOSH dos EUA, o limite imediatamente perigoso para a vida e a saúde (IDLH) é de apenas 75 ppm. A Administração de Saúde e Segurança Ocupacional dos EUA (OSHA) estabeleceu um limite de exposição permissível de 1,0 ppm calculado como uma média ponderada de 8 horas (29 CFR 1910.1000, Tabela Z-1). O peróxido de hidrogênio também foi classificado pela Conferência Americana de Higienistas Industriais Governamentais (ACGIH) como um "carcinógeno animal conhecido, com relevância desconhecida em humanos". Para locais de trabalho onde haja risco de exposição a concentrações perigosas de vapores, devem ser usados monitores contínuos de peróxido de hidrogênio. Informações sobre os perigos do peróxido de hidrogênio estão disponíveis na OSHA e na ATSDR.

Curação de feridas

Historicamente, o peróxido de hidrogênio foi usado para a desinfecção de feridas, em parte devido ao seu baixo custo e pronta disponibilidade em comparação com outros antissépticos.

Há evidências conflitantes sobre o efeito do peróxido de hidrogênio na cicatrização de feridas. Algumas pesquisas encontram benefícios, enquanto outras pesquisas encontram atrasos e inibição da cura. Seu uso para tratamento caseiro de feridas é geralmente contra-indicado. O peróxido de hidrogênio 1,5–3% é usado como desinfetante em odontologia, especialmente em tratamentos endodóticos juntamente com hipoclorito e clorexidina e 1–1,5% também é útil para o tratamento da inflamação dos terceiros molares (dentes do siso).

Uso na medicina alternativa

Praticantes de medicina alternativa defendem o uso de peróxido de hidrogênio para várias condições, incluindo enfisema, gripe, AIDS e, em particular, câncer. Não há evidências de eficácia e, em alguns casos, provou ser fatal.

Tanto a eficácia quanto a segurança da terapia com peróxido de hidrogênio são cientificamente questionáveis. O peróxido de hidrogênio é produzido pelo sistema imunológico, mas de maneira cuidadosamente controlada. Células chamadas fagócitos engolem patógenos e então usam peróxido de hidrogênio para destruí-los. O peróxido é tóxico tanto para a célula quanto para o patógeno e, portanto, é mantido dentro de um compartimento especial, chamado fagossomo. O peróxido de hidrogênio livre danificará qualquer tecido que encontrar por meio do estresse oxidativo, um processo que também foi proposto como causa do câncer. As alegações de que a terapia com peróxido de hidrogênio aumenta os níveis celulares de oxigênio não foram suportadas. Espera-se que as quantidades administradas forneçam muito pouco oxigênio adicional em comparação com o disponível na respiração normal. Também é difícil elevar o nível de oxigênio ao redor das células cancerígenas dentro de um tumor, pois o suprimento de sangue tende a ser ruim, uma situação conhecida como hipóxia tumoral.

Grandes doses orais de peróxido de hidrogênio em uma concentração de 3% podem causar irritação e bolhas na boca, garganta e abdômen, bem como dor abdominal, vômito e diarreia. A ingestão de peróxido de hidrogênio em concentrações de 35% ou mais foi apontada como a causa de numerosos eventos de embolia gasosa resultando em hospitalização. Nesses casos, a oxigenoterapia hiperbárica foi utilizada para tratar as embolias.

A injeção intravenosa de peróxido de hidrogênio foi associada a várias mortes. A American Cancer Society afirma que "não há evidências científicas de que o peróxido de hidrogênio seja um tratamento de câncer seguro, eficaz ou útil". Além disso, a terapia não é aprovada pelo FDA dos EUA.

Incidentes históricos

• Em 16 de julho de 1934, em Kummersdorf, Alemanha, um tanque propelente contendo uma mistura monopropelente experimental composta por peróxido de hidrogênio e etanol explodiu durante um teste, matando três pessoas.
• Durante a Segunda Guerra Mundial, médicos em campos de concentração alemães experimentaram o uso de injeções de peróxido de hidrogênio no assassinato de sujeitos humanos.
• Em abril de 1992, uma explosão ocorreu na fábrica de peróxido de hidrogênio em Jarrie, na França, devido à falha técnica do sistema de controle computadorizado e resultando em uma fatalidade e destruição ampla da planta.
• Várias pessoas receberam pequenas lesões após um vazamento de peróxido de hidrogênio a bordo de um voo entre as cidades americanas de Orlando e Memphis em 28 de outubro de 1998.
• O submarino russo K-141 Kursk navegou para realizar um exercício de tiros fictícios no Pyotr Velikiy, um lutador de classe Kirov. Em 12 de agosto de 2000, às 11:28 hora local (07:28 UTC), houve uma explosão enquanto se preparava para disparar os torpedos. O único relatório credível a data é que isso foi devido à falha e explosão de um dos torpedos alimentados por peróxido de hidrogênio de Kursk. Acredita-se que o HTP, uma forma de peróxido de hidrogênio altamente concentrado usado como propelente para o torpedo, enxertado através de seu recipiente, danificado por ferrugem ou no processo de carregamento de volta em terra onde um incidente envolvendo um dos torpedos acidentalmente tocado chão não foi relatado. A embarcação foi perdida com todas as mãos. Um incidente semelhante foi responsável pela perda do HMS Sidon em 1955.
• Em 15 de agosto de 2010, um derramamento de cerca de 30 galões americanos (110 L) de fluido de limpeza ocorreu no 54o andar de 1515 Broadway, em Times Square, Nova York. O derramamento, que um porta-voz do departamento de fogo de Nova York disse que era de peróxido de hidrogênio, fechar a Broadway entre West 42nd e West 48th ruas como os motores de fogo respondeu à situação de hazmat. Não houve ferimentos relatados.