Peroxyde d'hydrogène
| Peroxyde d'hydrogène | |||||||
   Structure du peroxyde d'hydrogène (paramètres géométriques à l'état gazeux) | |||||||
| Identification | |||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
Nom UICPA | peroxyde d'hydrogène | ||||||
Synonymes | eau oxygénée, | ||||||
No CAS | |||||||
| NoECHA | 100.028.878 | ||||||
No EC | 231-765-0 | ||||||
No RTECS | MX0899500 | ||||||
Code ATC | A01, D08, S02 | ||||||
PubChem | 784 | ||||||
| ChEBI | 16240 | ||||||
SMILES | OO , | ||||||
InChI | InChI : InChI=1S/H2O2/c1-2/h1-2H InChIKey : MHAJPDPJQMAIIY-UHFFFAOYSA-N | ||||||
| Apparence | liquide bleu pâle (à l'état pur) | ||||||
| Propriétés chimiques | |||||||
Formule brute | H2O2 [Isomères] | ||||||
Masse molaire[3] | 34,0147 ± 0,0007 g/mol H 5,93 %, O 94,07 %, | ||||||
Moment dipolaire | 1,573 ± 0,001 D[1] | ||||||
Susceptibilité magnétique | χm{displaystyle chi _{m}}  -17,3×10-6 cm3·mol-1[réf. souhaitée] | ||||||
| Diamètre moléculaire | 0,358 nm[2] | ||||||
| Propriétés physiques | |||||||
T° fusion | −6 °C (10 %m), −33 °C (35 %m), | ||||||
T° ébullition | 102 °C (10 %m), 108 °C (35 %m), | ||||||
Solubilité | sol. dans l’oxyde de diéthyle, insol. dans l’éther de pétrole, décomposé par de nombreux solvants organiques[4] | ||||||
Paramètre de solubilité δ | 45,9 J1/2·cm-3/2 (25 °C)[2] | ||||||
Miscibilité | dans l'eau : miscible[5] | ||||||
Masse volumique | 1,03 g·cm-3 (10 %m, 25 °C), 1,13 g·cm-3 (35 %m, 25 °C), | ||||||
Pression de vapeur saturante | à 20 °C : 0,2 (90 %)[5], 0,1 (70 %) kPa[5]. 3,9 mbar à 30 °C[réf. souhaitée]. 13,2 mbar à 50 °C[réf. souhaitée] | ||||||
| Thermochimie | |||||||
S0gaz, 1 bar | 232,95 J/mol·K[réf. souhaitée] | ||||||
| S0liquide, 1 bar | 110 J/mol·K[réf. souhaitée] | ||||||
ΔfH0gaz | -136,11 kJ·mol-1[réf. souhaitée] | ||||||
| ΔfH0liquide | -187,5 kJ·mol-1[réf. souhaitée] | ||||||
ΔfH0solide | -200 kJ·mol-1[réf. souhaitée] | ||||||
ΔvapH° | 51,6 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[6] | ||||||
| Propriétés électroniques | |||||||
1re énergie d'ionisation | 10,58 ± 0,04 eV (gaz)[7] | ||||||
| Propriétés optiques | |||||||
Indice de réfraction | nD25{displaystyle {textit {n}}_{D}^{25}}  1,407[2] | ||||||
| Précautions | |||||||
SGH[9] | |||||||
  Danger H271, H302, H314, H332, H271 : Peut provoquer un incendie ou une explosion ; comburant puissant H302 : Nocif en cas d'ingestion H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H332 : Nocif par inhalation | |||||||
SIMDUT[10] | |||||||
   C, E, F, C : Matière comburante cause ou favorise la combustion d'une autre matière en dégageant de l'oxygène E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses : classe 8 F : Matière dangereusement réactive sujet à une réaction violente de décomposition ; devient autoréactif sous l'effet d'un choc ou d'une augmentation de la température Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients | |||||||
NFPA 704[11] | |||||||
0 3 3 OX | |||||||
| Transport | |||||||
>60 % :
Code Kemler : 559 : matière très comburante (favorise l'incendie) pouvant produire spontanément une réaction violente Numéro ONU : 2015 : PEROXYDE D’HYDROGÈNE EN SOLUTION AQUEUSE STABILISÉE contenant plus de 60 pour cent de peroxyde d’hydrogène ; ou PEROXYDE D’HYDROGÈNE STABILISÉ Classe : 5.1 Code de classification : OC1 : Matières comburantes corrosives : Liquides; Étiquettes :  5.1 : Matières comburantes  8 : Matières corrosives Emballage : Groupe d'emballage I : matières très dangereuses ; 20 à 60 % :
Code Kemler : 58 : matière comburante (favorise l'incendie), corrosive Numéro ONU : 2014 : PEROXYDE D’HYDROGÈNE EN SOLUTION AQUEUSE contenant au moins 20 pour cent mais au maximum 60 pour cent de peroxyde d’hydrogène (stabilisée selon les besoins) Classe : 5.1 Étiquettes : 5.1 : Matières comburantes 8 : Matières corrosives Emballage : Groupe d'emballage II : matières moyennement dangereuses ; 8 à 20 % :
Code Kemler : 50 : matière comburante (favorise l'incendie) Numéro ONU : 2984 : PEROXYDE D’HYDROGÈNE EN SOLUTION AQUEUSE contenant au minimum 8 pour cent mais moins de 20 pour cent de peroxyde d’hydrogène (stabilisée selon les besoins) Classe : 5.1 Étiquette : 5.1 : Matières comburantes Emballage : Groupe d'emballage III : matières faiblement dangereuses. | |||||||
| Classification du CIRC | |||||||
| Groupe 3 : Inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'Homme[8] | |||||||
Inhalation | Irritation sévère, mort possible. | ||||||
Peau | Blanchit ; nettoyer immédiatement. | ||||||
Yeux | Dangereux ; laver immédiatement pendant un quart d'heure. | ||||||
Ingestion | Blessure sérieuse, mort possible. | ||||||
| Autre | Plus d'infos : Hazardous Chemical Database[12] | ||||||
| Écotoxicologie | |||||||
DL50 | 2 000 mg·kg-1 (souris, oral)[réf. souhaitée] >50 000 mg·kg-1 (souris, i.v.)[réf. souhaitée] 1 072 mg·kg-1 (souris, s.c.)[réf. souhaitée] 880 mg·kg-1 (souris, i.p.)[réf. souhaitée] 12 000 mg·kg-1 (souris, peau)[réf. souhaitée] | ||||||
CL50 | 2 000 mg/m3 pour 4 heures (rat, inhalation)[réf. souhaitée] | ||||||
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |||||||
modifier  | |||||||
Effets du peroxyde d'hydrogène sur les doigts, à faible concentration.
Le peroxyde d'hydrogène est un composé chimique de formule H2O2. Sa solution aqueuse est appelée eau oxygénée[a]. Elle est incolore et légèrement plus visqueuse que l'eau.
Le peroxyde d'hydrogène possède à la fois des propriétés oxydantes par exemple vis-à-vis d'ions iodure et des propriétés réductrices par exemple vis-à-vis des ions permanganate. C'est un agent de blanchiment efficace. Il est utilisé comme antiseptique.
Le peroxyde d'hydrogène existe naturellement chez les êtres vivants comme sous-produit de la respiration cellulaire. Tous les organismes aérobies possèdent des enzymes, appelées peroxydases, qui catalysent la dismutation de H2O2 en H2O et O2 :
- 2 H2O2 → 2 H2O + O2 (ΔrH = −195,2 kJ mol−1).
La concentration des solutions de peroxyde d'hydrogène est parfois indiquée en volumes ou en mol/L. Une solution à x volumes correspond au dégagement de x litres d'O2 par la décomposition d'un litre de solution. La correspondance est approximativement de 10 volumes pour 1 mol/L.
Le peroxyde d'hydrogène a été utilisé en aéronautique comme comburant (par exemple, le T-Stoff utilisé dans les années 1940 pour le Messerschmitt Me 163B), voire comme monergol pour rocketbelts dans les années 1960. Il continue à être utilisé en astronautique comme ergol oxydant, pour les vaisseaux Soyouz russes.
Sommaire
1 Production
2 Composé naturel
3 Décomposition
4 Purification
5 Toxicité, écotoxicité
6 Utilisation
7 Histoire
8 Notes et références
8.1 Notes
8.2 Références
9 Voir aussi
9.1 Bibliographie
9.2 Articles connexes
9.3 Liens externes
Production |
Historiquement, le peroxyde d'hydrogène est préparé par l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique ou de bisulfate d'ammonium (NH4HSO4), suivie par l'hydrolyse du peroxodisulfate S2O82− formé.
Actuellement, le peroxyde d'hydrogène est produit presque exclusivement par l'autooxydation de la 2-alkyl anthrahydroquinone en 2-alkyl anthraquinone (procédé à l'anthraquinone). Les industriels utilisent plus particulièrement les dérivés 2-éthyle ou 2-amyle de l'anthraquinone. La plupart des procédés industriels utilisent le barbotage d'air comprimé à travers une solution d'un dérivé dihydroxyanthracène, le dioxygène réagissant avec les protons labiles des groupes hydroxyle pour donner le peroxyde d'hydrogène, donnant ainsi le dérivé anthraquinone. Le peroxyde d'hydrogène est ensuite extrait et le dérivé anthraquinone est réduit par le dihydrogène en présence d'un catalyseur métallique pour redonner le dérivé dihydroxyanthracène, le cycle pouvant ainsi être répété[14]. Ce procédé est aussi connu sous le nom de procédé Riedl-Pfleiderer, et a été découvert en 1936[15]. En 2005, la production mondiale de peroxyde d'hydrogène atteignait 2,2 millions de tonnes[16].
Production de peroxyde d'hydrogène par le procédé à l'anthraquinone.
Composé naturel |
Le peroxyde d'hydrogène est non seulement produit par des micro-organismes mais aussi par les protéines DUOX[17],[18]. Il est ensuite détoxifié par les peroxydases afin de produire de l'hypothiocyanite[19],[20]. Il est produit naturellement par le coléoptère bombardier et agit comme système de défense combiné à de l'hydroquinone[21]. Cette réaction exothermique libère de l'énergie et élève la température du mélange à près de 100 °C.
Décomposition |
Le peroxyde d'hydrogène se décompose dans une réaction exothermique de dismutation en eau et dioxygène dans des proportions dépendantes de la température, de la concentration, de la présence d’impuretés et de stabilisants. Il est décomposé par beaucoup de substances, dont la plupart des métaux de transition et leurs composés, des composés organiques, la poussière, etc. Répandre du peroxyde d'hydrogène sur une substance inflammable peut provoquer un embrasement.
L’utilisation d’un catalyseur (comme le dioxyde de manganèse, le permanganate de potassium, l'argent, ou une enzyme telle que la catalase) augmente considérablement le taux de décomposition du peroxyde d'hydrogène. Ce phénomène produit un dégagement d'oxygène intense ainsi qu'une forte chaleur. Les récipients de stockage doivent être constitués d'une matière compatible comme le polyéthylène ou l'aluminium et nettoyés de toute impureté (un procédé appelé passivation).
La réaction de dismutation est lente et les solutions aqueuses de peroxyde d'hydrogène peuvent être conservées longtemps sous certaines conditions. L'eau oxygénée commerciale dite « stabilisée » contient des agents permettant de complexer ou d'adsorber les impuretés en solution. Celles-ci catalysent la dismutation et accélèrent la décomposition de la solution, parfois violente. Pour empêcher ceci, des agents stabilisants variés peuvent être utilisés, tels des phosphates, stanates ou silicates de sodium, de l'acide phosphorique ou encore de l'acétanilide[4],[22].
La dismutation met en évidence les propriétés oxydantes et réductrices du peroxyde d'hydrogène.
La dismutation peut être décrite comme une réaction entre H2O2oxydant et H2O2réducteur.
La réaction de dismutation
- 2 H2O2 → 2 H2O + O2 (–23,66 kcal)
est composée des deux demi-équations d'oxydoréduction suivantes :
- H2O2 + 2 H+ + 2 e– ⇌{displaystyle rightleftharpoons }
2 H2O (où H2O2 est l'oxydant)
- H2O2 ⇌{displaystyle rightleftharpoons }
Le peroxyde d'hydrogène a aussi été utilisé comme monergol. Dans les années 1930 et 1940, l'ingénieur allemand Hellmuth Walter en fut le pionnier. Cependant, son utilisation dans les torpilles a été abandonnée dans la plupart des marines pour des raisons de sécurité.
Purification |
Comme le peroxyde d'hydrogène concentré (pourcentage molaire supérieur à 70 %) est en vente restreinte, certains sont tentés de distiller des solutions plus diluées pour obtenir un monergol. C’est extrêmement dangereux.
Le barbotage suivi éventuellement d'une congélation fractionnée constitue un procédé plus sûr. Le barbotage profite du fait que l’air tiède (pas trop chaud) évapore préférentiellement l'eau.
À des concentrations dépassant 62 %, le peroxyde d'hydrogène en solution dans l’eau gèle avant l’eau (c'est l'inverse à des concentrations plus faibles). L'eau oxygénée tend à demeurer en surfusion, un état métastable qui cesse, par exemple si l'on immerge un cristal de « glace oxygénée » dans la solution surfusée.
Toxicité, écotoxicité |
Ce puissant biocide est toxique pour de nombreux organismes, à des doses variant selon les espèces, leur âge et le contexte. Sa toxicité a fait l'objet d'une réévaluation publiée en 1999 par le Centre international de recherche sur le cancer (CIRC)[8].
Utilisation |
- Le peroxyde d'hydrogène sert essentiellement au blanchiment de la pâte à papier (environ deux tiers du volume produit dans le monde). Les pâtes blanchies peuvent être chimiques, mécaniques ou recyclées.
- Le véhicule terrestre supersonique Bloodhound SSC prévoit d'utiliser le peroxyde d'hydrogène comme monergol.
- Il est utilisé dans le domaine de l'environnement pour le traitement des eaux, des sols et des gaz (désulfuration, deNox, etc.).
- Naturellement sécrété par le corps humain, il inhibe la synthèse de pigments colorés, dont la mélanine, et est responsable du blanchissement des cheveux[23]. Il peut servir (à basse concentration, de 2 % jusqu'à 12 %) à décolorer les poils et cheveux, d’où l'expression « blonde peroxydée ». Il est utilisé en coiffure comme fixateur pour achever une permanente ou pour réaliser une coloration d'oxydation.
Désinfectant pour un traitement local (code ATC : A01AB02 peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée)). Le nettoyage des plaies par l'eau oxygénée doit être prompt, car celle-ci endommage les nouvelles cellules. Elle est cependant réputée être efficace contre le tétanos, dont la bactérie est essentiellement anaérobie et contre-indiquée pour les bactéries aérobies (ex. : staphylocoques).- Combiné avec l’urée sous forme de peroxyde de carbamide H2O2·CO(NH2)2, le peroxyde d'hydrogène sert au blanchiment dentaire.
- Il entre dans la composition de certains traitements en dermatologie.
- Vaporisé à haute température, il sert à stériliser les emballages alimentaires composites juste avant l'incorporation de leur contenu (liquides UHT tels que lait, jus de fruits, etc.).
- À haute concentration, il peut servir de comburant pour la propulsion de fusées. En se décomposant dans le réacteur, il fournit le dioxygène nécessaire à la combustion des combustibles auxquels il est associé. Il a la particularité de pouvoir être aussi utilisé seul comme monergol (par exemple dans les Rocketbelts, ou encore dans l'avion-fusée X-15 pour les APU, la turbopompe et les verniers). Dans ce dernier cas, c'est la décomposition exothermique du peroxyde d'hydrogène concentré, déclenchée dans la chambre du réacteur par contact avec un catalyseur, qui génère un jet d'oxygène et de vapeur d'eau à 600 °C.
U-boot : durant la Seconde Guerre mondiale, les équipes de l'ingénieur Hellmuth Walter expérimentèrent la propulsion des sous-marins à l'aide de peroxyde d'hydrogène comme comburant pour brûler du mazout et actionner les turbines de propulsion. Il s'agit des premiers sous-marins anaérobies jamais réalisés, permettant de s'affranchir du double système de propulsion diesel et électrique pour la surface et la plongée. Toutefois, même si les performances étaient satisfaisantes (21 nœuds en plongée soit une augmentation de 300 % par rapport aux sous-marins conventionnels), ce type d'installation propulsive était un cauchemar d'ingénieur (risques élevés d'incendie et d'explosion, immenses réservoirs, autonomie limitée) et n'atteignit pas le statut opérationnel avant la capitulation de l'Allemagne. Les coques des navires de série ayant déjà été mises sur cale furent reconverties à la propulsion classique diesel + électrique avec des capacités d'accumulateurs très importantes, donnant ainsi naissance aux redoutables U-boots Type XXI ou Elektroboots (en). Après 1945, les Anglais renflouèrent un sous-marin Walter à peroxyde (rebaptisé HMS Meteorite dans la Royal Navy), s'assurèrent de la collaboration de l'ingénieur Walter et lancèrent deux versions améliorées de ce dessin, les HMS Explorer (en) et Excalibur (en) qui s'avérèrent extrêmement stressants pour leurs équipages (incendies spontanés, explosions, dégagements de vapeurs toxiques). Les rapports officiels les qualifiaient de « sûrs… à 75 % » tandis que les matelots les avaient rebaptisés HMS Exploder et HMS Excruciator (traduction libre : L'Explosif et Le Tortionnaire). L'avènement des sous-marins atomiques relégua ces recherches au rang de voie de garage à la fin des années 1950.- L'eau oxygénée a été utilisée pendant plusieurs années comme révélateur d'hémoglobine en police scientifique. Aujourd'hui, ce test n'est plus utilisé en médecine légale car des techniques plus précises existent[24]. Cette découverte a été faite par le chimiste allemand Christian Schönbein (1799-1868).
- C'est aussi un désinfectant pour la culture hydroponique et l'oxygénation des racines.
- Le peroxyde d'hydrogène est aussi utilisé lors de la fabrication d'explosifs peroxydés tels que le peroxyde d'acétone (TATP).
- Associé à de l'hydroquinone, le peroxyde d'hydrogène est utilisé par le scarabée dit « bombardier » pour créer une solution explosive à haute température (100 °C). La solution est ensuite projetée sur ses prédateurs en tant que système défensif.
- L'oxydation de luminol dissous dans de l'hydroxyde de sodium produit, sans colorant, une lumière bleue intense sans dégagement de chaleur. C'est la réaction de base de la chimiluminescence, utilisée par exemple dans les bâtons lumineux.
- Il est contenu dans certaines solutions destinées à purifier l'eau de piscine ou de spa et détruisant les algues vertes, vendues sous l'appellation commerciale « oxygène actif ».
Histoire |
Le peroxyde d'hydrogène a été isolé pour la première fois en 1818 par Louis Jacques Thénard en faisant réagir du peroxyde de baryum avec de l'acide nitrique[25]. Le procédé a pu être amélioré en utilisant de l'acide chlorhydrique à la place de l'acide nitrique, suivi par l'ajout d'acide sulfurique pour précipiter le sulfate de baryum comme sous-produit. Le procédé Thénard est utilisé de la fin du XIXe siècle jusqu'au milieu du XXe siècle[26]. Les méthodes de productions actuelles sont discutées ci-dessous.
Le peroxyde d'hydrogène a longtemps été considéré comme instable, du fait des nombreuses tentatives pour le séparer de l'eau. Cette instabilité est due aux impuretés de métaux de transition présentes en solutions, même en très faible quantité, qui catalysent la décomposition du peroxyde d'hydrogène. Une solution pure a pu être obtenue pour la première fois par distillation sous vide en 1894 par Richard Wolffenstein[27]. À la fin du XIXe siècle, Petre Melikichvili et son étudiant L. Pizarjevski ont pu montrer que de toutes les formules proposées pour le peroxyde d'hydrogène, la formule H-O-O-H était correcte.
L'utilisation de peroxyde d'hydrogène comme stérilisant a rapidement été considérée comme une alternative efficace à l'oxyde d'éthylène et a de fait été largement utilisée dans l'industrie pharmaceutique.
Notes et références |
(en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Hydrogen peroxide » (voir la liste des auteurs).
Notes |
L'expression « eau oxygénée » est aussi employée, mais à tort, comme synonyme de « peroxyde d'hydrogène », sans doute parce qu'on rencontre peu H2O2 pur, liquide très instable.
Références |
(en) D. R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, juin 2008, 89e éd., 2736 p., relié (ISBN 9781420066791 et 142006679X), p. 9-50
(en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1)
Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
N. Bonnard, M. Falcy et al., Fiche Toxicologique 123 : Peroxyde d’hydrogène et solutions aqueuses, INRS, 2007, 8 p. (ISBN 9782738915788, lire en ligne)
PEROXYDE D'HYDROGENE (SOLUTION AQUEUSE, >60 %), fiche(s) de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée(s) le 9 mai 2009
(en) D.R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, 2009, 90e éd., 2804 p., relié (ISBN 9781420090840)
Lide 2008, p. 10-205
(en) IARC Monographs on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans, vol. 71 : Re-evaluation of Some Organic Chemicals, Hydrazine and Hydrogen Peroxide, IARC, 1999, 1586 p. (lire en ligne), p. 671-689
Numéro index dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
« Peroxyde d'hydrogène » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
UCB, université du Colorado
Hazardous Chemical Database
« Peroxyde d'hydrogène » sur ESIS (consulté le 20 février 2009).
(en) J. M. Campos-Martin, G. Blanco-Brieva et al., « Hydrogen Peroxide Synthesis: An Outlook beyond the Anthraquinone Process », Angew. Chem. Int. Ed., vol. 45, no 42, 27 octobre 2006, p. 6962–6984 (ISSN 1433-7851 et 1521-3773, PMID 17039551, DOI 10.1002/anie.200503779)
Brevet US 2158525 Production of hydrogen peroxide, H. Riedl et G. Pfleiderer, 1936
(en) R. Hage et A. Lienke, « Applications of Transition-Metal Catalysts to Textile and Wood-Pulp Bleaching », Angew. Chem. Int. Ed., vol. 45, no 2, 23 décembre 2005, p. 206–222 (ISSN 1433-7851 et 1521-3773, PMID 16342123, DOI 10.1002/anie.200500525)
(en) B. Rada et T.L. Leto, « Oxidative Innate Immune Defenses by Nox/Duox Family NADPH Oxidases », Contrib. Microbiol., vol. 15, 2008, p. 164-187 (ISSN 1420-9519, PMCID 2776633, DOI 10.1159/000136357, lire en ligne)
(en) H. Fischer, « Mechanisms and Function of DUOX in Epithelia of the Lung », Antioxid. Redox Signal., vol. 11, no 10, 18 septembre 2009, p. 2453–2465 (PMID 19358684, DOI 10.1089/ars.2009.2558, lire en ligne)
(en) P. Mowska, D. Lorentzen et al., « A Novel Host Defense System of Airways Is Defective in Cystic Fibrosis », Am. J. Respir. Crit. Care Med., vol. 172, no 2, 2007, p. 174-183 (ISSN 1073-449X et 1535-4970, PMID 17082494, DOI 10.1164/rccm.200607-1029OC, lire en ligne)
(en) W.E. White, K.M. Pruitt et al., « Peroxidase-Thiocyanate-Peroxide Antibacterial System Does Not Damage DNA », Antimicrob. Agents Chemother., vol. 23, no 2, février 1983, p. 267-272 (ISSN 0066-4804 et 1098-6596, PMID 6340603, lire en ligne)
(en) T. Eisner, D.J. Aneshansley et al., « Spray mechanism of the most primitive bombardier beetle (Metrius contractus) », J. Exp. Biol., vol. 203, no 8, 15 avril 2000, p. 1265-1275 (ISSN 0022-0949 et 1477-9145, PMID 10729276, lire en ligne).
(en) U.S. Peroxide, « Hydrogen Peroxide (H2O2) - A Powerful Oxidizer », sur http://www.h2o2.com (consulté le 31 octobre 2011)
« On connaît la cause des cheveux blancs », Science et Vie, no 1100, mai 2009, p. 21 (ISSN 0036-8369)
cf. Espace Mendès-France à Poitiers, Exposition « Police scientifique ».
(en) L.J. Thénard, « Observations sur des nouvelles combinaisons entre l’oxygène et divers acides », Annal. Chim. Phys., 2e série, vol. 8, 1818, p. 306-312 (ISSN 0365-1444, lire en ligne)
(en) C.W. Jones, Applications of hydrogen peroxide and derivatives, Royal Society of Chemistry, coll. « RSC clean technology monographs », 1999, 264 p. (ISBN 0854045368 et 9780854045365, lire en ligne)
(de) R. Wolffenstein, « Concentration und Destillation von Wasserstoffsuperoxyd », Ber. Dtsch. Chem. Ges., vol. 27, no 3, 1894, p. 3307–3312 (ISSN 0365-9496, DOI 10.1002/cber.189402703127)
Voir aussi |
Bibliographie |
- Giguère P.A. et Secco E.A., Étude spectroscopique d'un isomère du peroxyde d'hydrogène, J. Phys. Radium, 1954, 15(6), p. 508-510, DOI:10.1051/jphysrad:01954001506050800.
Articles connexes |
- Peroxyde
- Peroxydase
- Décoloration des cheveux
- Peroxyde de carbamide
Liens externes |
Fiche de sécurité.
Fiche toxicologique de l'INRS.
Le peroxyde d’hydrogène dans les produits de blanchiment des dents, résumé du rapport du CSPC de la Commission européenne, 2006.
Portail de la chimie 
Portail de la pharmacie
