# Peroxyde de magnésium

Le peroxyde de magnésium, de formule MgO$_2$, est un peroxyde, en poudre fine, inodore, de couleur blanche à blanc cassé. Il est comparable au peroxyde de calcium en ce qu'il libère également de l'oxygène en se décomposant à une vitesse contrôlée avec de l'eau. Dans le commerce, le peroxyde de magnésium se retrouve souvent sous une forme associée avec l'hydroxyde de magnésium.

## Structure

Le dioxygène (O$_2$), de la même manière que le diazote (N$_2$), a la capacité de se lier soit latéralement, soit aux extrémités. La structure de MgO$_2$ a été définie comme une forme triangulaire avec la molécule d'O$_2$ se liant latéralement au magnésium. Cette disposition résulte du fait que le magnésium donne une charge à l'oxygène et crée un Mg$^{2+}$O$_2$$^{2−}$. La liaison entre O$_2$ et l'atome de magnésium a une énergie de dissociation approximative de 90 kJ mol$^{-1}$.
À l'état solide, MgO$_2$ a une structure cristalline cubique de type pyrite avec des ions Mg$^{2+}$ à 6 coordonnées et des groupes peroxyde O$_2$$^{2−}$, selon les données expérimentales et la prédiction évolutive de la structure cristalline, cette dernière aurait une transition de phase à la pression de 53 Gigapascal vers une structure tétragonale avec des ions Mg$^{2+}$ à 8 coordonnées. Alors que dans des conditions normales, MgO$_2$ est un composé métastable (moins stable que MgO + 1/2O$_2$), à des pressions supérieures à 116 GPa, il est prédit qu'il devienne thermodynamiquement stable dans la phase tétragonale. Ce qui a été confirmé expérimentalement par synthèse dans une cellule à enclume en diamant chauffée au laser.

## Synthèse

Le peroxyde de magnésium peut être obtenu en mélangeant de l'oxyde de magnésium avec du peroxyde d'hydrogène, ce qui produit aussi de l'eau. Ceci étant une réaction exothermique doit être refroidi et maintenu autour de 30 à 40 °C. Il est également important d'éliminer le fer autant que possible de l'environnement de réaction en raison de sa capacité à catalyser la dégradation du peroxyde. Les stabilisants d'oxygène tels que le silicate de sodium (Na$_2$SiO$_3$) peuvent également être utilisés pour aider à prévenir la dégradation prématurée du peroxyde. Quoi qu'il en soit, un bon rendement de cette réaction n'est que d'environ 35 %.
MgO + H$_2$O$_2$ → MgO$_2$ + H$_2$O
Les rendements élevés sont encore compliqués par le fait que MgO$_2$ réagit avec l'eau pour dégrader le peroxyde en hydroxyde de magnésium, également connu sous le nom de lait de magnésie.

## Applications

Le peroxyde de magnésium est un composé stable libérant de l'oxygène, qui est utilisé dans les industries agricoles et environnementales. Il est utilisé pour réduire la contamination dans les eaux souterraines, dans la bioremédiation des sols pollués et peut améliorer la qualité du sol pour le couvert végétal, agricole ou spontané, et donc favorise la croissance et le métabolisme des plantes. Il est également utilisé dans l'industrie aquacole pour la bioremédiation.
Le peroxyde de magnésium est souvent utilisé comme source d'oxygène pour les organismes aérobies dans le traitement sanitaire et l'élimination des déchets biologiques. Étant donné que la décomposition des Hydrocarbures dans le sol est généralement plus rapide dans des conditions aérobies, MgO$_2$ peut également être ajouté aux tas de compost ou dans le sol pour accélérer les activités microbiennes et réduire les odeurs produites au cours du processus.
Dans certaines circonstances, il a également été démontré que le peroxyde de magnésium inhibe la croissance des bactéries, en particulier, celle des bactéries sulfato-réductrices. Alors que l'oxygène se dissocie lentement, il est théorisé que le MgO$_2$ peut alors agir pour déplacer le sulfate agissant normalement comme accepteur d'électrons terminal dans leur chaîne de transport d'électrons.

## Toxicité

Le peroxyde de magnésium est un irritant dont le contact peut provoquer des rougeurs, des démangeaisons, un gonflement et brûler la peau et les yeux. Son inhalation peut également provoquer l'irritation des poumons, du nez et de la gorge, ainsi qu'une toux. Une exposition à long terme peut entraîner des lésions pulmonaires, une dyspnée (essoufflement chronique) et une oppression thoracique. Son ingestion peut provoquer de nombreux effets indésirables, notamment : ballonnements, éructations, douleurs abdominales, irritation de la bouche et de la gorge, nausées, vomissements et diarrhée$^,$.
Sur le plan environnemental, le peroxyde de magnésium n'est pas un composé naturel, mais n'est pas connu pour persister dans l'environnement pendant des périodes prolongées, sous sa forme complète, ou pour se bioaccumuler. Sa décomposition naturelle produit de l'hydroxyde de magnésium (Mg(OH)$_2$), du dioxygène, et de l'eau.
En cas de déversement, le MgO$_2$ doit être confiné et isolé de toutes les voies navigables, des égouts et aussi des matériaux combustibles ou des produits chimiques, y compris le papier, le tissu et le bois.

## Réactions environnementales courantes

Le magnésium existe dans la haute atmosphère sous différentes formes moléculaires. En raison de sa capacité à réagir avec l'oxygène courant et les composés carbone-oxygène simples, le magnésium peut exister dans des composés oxydés, notamment MgO$_2$ ,OMgO$_2$, MgO et O$_2$MgO$_2$.
    MgCO$_3$ + O → MgO$_2$+ CO$_2$
    OMgO$_2$ + O → MgO$_2$ + O$_2$
    MgO + O$_3$ → MgO$_2$ + O$_2$
    MgO$_2$ + O$_2$ → O$_2$MgO$_2$
    MgO$_2$ + O → MgO + O$_2$
Au contact de l'eau, il se décompose par les réactions :
    MgO$_2$ + 2H$_2$O → Mg(OH)$_2$ + H$_2$O$_2$
    2H$_2$O$_2$ → 2H$_2$O + O$_2$