(waterstofsuperoxyde, hydroperoxyde), H202, ontdekt in 1818 door Thénard, ontstaat in kleine hoeveelheden bij tal van oxydaties bij lage temperatuur, bijv. van phosphorus, en bij biochemische oxydaties. Het ontstaat ook bij de electrolyse van water en bij de gelijktijdige inwerking van water en lucht op tal van metalen.
Bij hoge temperaturen verschuift het evenwicht 2 H2O + O2 ⇔ 2 H202 enigszins naar rechts, zodat H202 ontstaat in de knalgasvlam. Het kan echter slechts worden aangetoond, indien de verbrandingsgassen snel worden afgekoeld. Ook ontstaat H202 bij de inwerking van electrische ontladingen (onweer, H202 in regenwater) en bij de bestraling van water met röntgenstralen en radio-actieve stralen.Het werd vroeger verkregen door bariumperoxyde, BaO2 (z barium) om te zetten met zwavelzuur of phosphorzuur. Zo ontstaat echter slechts een 3-pcts oplossing, die alleen door verdamping in vacuum geconcentreerd kan worden. Thans wordt het bereid door electrochemische oxydatie van ammoniumsulfaat tot -persulfaat waaruit met zwavelzuur door destillatie direct 30 pct H2O2 kan worden verkregen. Daar oplossingen van H2O2 zeer gemakkelijk ontleden, worden meestal stabilisatoren toegevoegd, zoals phosphorzuur, salicylzuur, urinezuur, aceetanilide. Deze aldus gestabiliseerde 30-pcts oplossing is bekend als perhydrol. Soms wordt het gehalte aangegeven door het aantal volumina zuurstof, die per volume-eenheid ontwikkeld worden; 30 pct H2O2 is dan 100 vol.
De ontleding wordt bevorderd door sporen alkali (bijv. uit het glas), ijzerzouten, zonlicht, ruwe oppervlakken, fijn verdeeld platina enz.; ook zijn er enzymen , katalase, die de ontleding katalyseren (schuimen van H2O2 oplossingen in de mond en in wonden). In verbinding met ureum ontstaat een vaste, stabiele, gekristalliseerde verbinding met 33-35 pct H2O2 (perhydriet, hyperol, ortizon), waarmede gemakkelijk een H2O2 oplossing kan worden bereid.
Zuiver waterstofperoxyde is te bereiden door destillatie en uitvriezen; het is zeer instabiel. In Wereldoorlog II werd het in Duitsland technisch bereid als zuurstofleverancier voor raketten (V2). Het is een olie-achtige vloeistof, sm.pt —1,7 gr. C., k. pt 69,7 (28 mm), geëxtrapoleerd 144 gr. C. bij 1 at. Het is een uiterst zwak zuur, maar iets sterker toch dan water, dissociatie-constante l, 5 X 10-12 (water: 2 x 10-1).
Bij de vorming uit waterstof en zuurstof komt 44,5 kcal/mol vrij; uit water en zuurstof is de vorming evenwel endotherm en wordt er 23,9 kcal/mol opgenomen. Het is zowel een oxidatiemiddel als een reductiemiddel.
Zo worden zilveroxyde en permanganaat gereduceerd tot zilver en tweewaardig mangaan onder zuurstofontwikkeling. Als oxydatiemiddel, vooral in zwak alkalisch milieu, wordt het gebruikt als bleekmiddel, o.a. van dierlijke vezels e.d. (wol, haar, veren, ivoor, hoorn) en soms van plantaardige vezels (ook tabak!), daar het, anders dan chloor, de vezel niet aantast. Voorts wordt het gebruikt als desinfectans voor mondspoeling en mondbehandeling en in cosmetica. Ijs met H2O2 dient voor het conserveren van vis. Bij oude schilderijen kan zwartgeworden loodwitverf door oxydatie tot loodsulfaat weer in de oorspronkelijke tint hersteld worden.
Als zouten van waterstofperoxyde kunnen de peroxyden, bijv. Na2O2 (z natrium), worden opgevat (z perverbindingen).
Gevoelige reacties op waterstofperoxyde zijn o.a. de vorming van het gele TiO2 (z titaan) en van de blauwe perchroomzuren (z chroom), terwijl met stijfsel en kaliumjodide, ook in tegenwoordigheid van ferrosulfaat, blauwkleuring ontstaat.
PROF. DR J. A. A. KETELAAR
Lit.: O. Kausch, Das Wasserstoffsuperoxyd (Halle 1938); W. Machu, Das Wasserstoffperoxyd und die Perverbindungen (Wien 1937); E. S. Shanley en F. P.
Greenspan, Ind. Eng. Chem. 39, 1536 (1947); R. E. Kirk en D. F.
Othmer, Encyclopedia of Chemical Technology, 7, 727 (1951); J. G. Blitz, in: Chem. Weekblad, 44, 727 (1948).
