Ozonide

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche

Ozonide bezeichnet eine seltene Klasse instabiler chemischer Verbindungen, die aus der Addition von Ozon zu einer Doppelbindung oder Dreifachbindung innerhalb einer ungesättigten chemischen Verbindung resultieren.[1]

Geschichte[Bearbeiten]

Entdeckt wurden Ozonide 1866 durch Christian Friedrich Schönbein beim Durchleiten von Ozon durch konzentrierten alkalischen Lösungen durch eine Rotfärbung.[2] 1868 entdeckte Charles Adolphe Wurtz, der bei seinen Experimenten zur Umsetzung von Kaliumhydroxid mit Ozon eine charakteristische Verfärbung des Reaktionsprodukts beobachtete, ein festes Reaktionsprodukt. Die genaue chemische Zusammensetzung dieser gelb-braunen Verbindung, die sich in Abwesenheit von Ozon sofort wieder zersetzte, blieb lange unklar.[3] Baeyer und Villiger erklärten die Verbindung beispielsweise als Salz der hypothetischen Säure H2O4. Erst 1949 erkannte Isaak Abramovich Kazarnovskii die korrekte Zusammensetzung MO3 und prägte den Begriff „Ozonid“. Im Zeitraum von 1960 bis 1970 wurden ionische Ozonide, im Gegensatz zu den kovalenten Ozoniden, die bei der Ozonolyse ungesättigter Kohlenwasserstoffe entstehen, vor allem von russischen und amerikanischen Wissenschaftlern hinsichtlich ihrer Verwendung als Sauerstoffgeneratoren für die Raumfahrt untersucht. Die intrinsische Instabilität der Ozonide verhinderte jedoch einerseits die technische Anwendung und erschwerte andererseits, bei den damaligen experimentellen Möglichkeiten, die Reindarstellung und Handhabbarkeit. Deshalb ging das Interesse an dieser Substanzklasse nach 1970 zurück. Erst 1985 konnten Alkalimetallozonide nach einem Verfahren von Schnick und Jansen rein in Grammmengen hergestellt werden.[3]

Die organischen Ozonide wurden zuerst 1898 von Marius-Paul Otto untersucht, der Reaktionen von Ozon mit organischen Substanzen systematisch studierte. 1904 wurde dann von Carl Dietrich Harries die Ozonolyse entdeckt und 1951 der dreistufige Mechanismus der Ozonolyse durch Rudolf Criegee aufgeklärt.[2][4]

Organische Ozonide[Bearbeiten]

In der organischen Chemie werden als Ozonide Verbindungen mit einer Trioxolan-Grundstruktur verstanden (cyclische, acetylartige von Aldehyden und Ketonen abgeleitete Peroxide), die bei der Reaktion von Alkenen oder Alkinen mit Ozon entstehen. Dabei werden 1,2,3-Trioxolane als primäre Ozonide oder Molozonide[5] und die bei höheren Temperaturen spontan daraus entstehenden 1,2,4-Trioxolane als sekundäre Ozonide bezeichnet. Es werden auch noch monomere und oligomere Ozonide unterschieden.[2][4] Diese sind meist mehr oder weniger dicke Öle oder farblose sirupartige Massen. Selten kommen auch amorphe oder kristalline Verbindungen vor. In der Regel sind sie unbeständig und zersetzen sich spontan, wobei allerdings auch stabilere Verbindungen (wie die des Citrals) bekannt sind. Die meisten organischen Ozonide sind in Wasser schwer löslich oder zersetzen sich bei Kontakt mit Wasser, sind jedoch in organischen Lösungsmitteln löslich.[1]

Entstehung von organischen Ozoniden.

Das stabile Ozonid Arterolan wird als potentieller Antimalaria-Wirkstoff untersucht.[6]

Anorganische Ozonide[Bearbeiten]

In der anorganischen Chemie werden Verbindungen MO3 (M = Alkalimetall) als Ozonide bezeichnet. Sie enthalten ein paramagnetisches gewinkeltes O3-Ion mit einem O-O-O-Winkel von 113,5° (Winkel variiert etwas in den konkreten Ozoniden) dessen ungepaartes Elektron sich im π*-Molekülorbital befindet. Alkalimetallozonide entstehen bei der Einwirkung von Ozon auf die festen Hyperoxide von Metallen (wie Kalium, Rubidium oder Caesium), wobei die Reaktionsenthalpie durch Kühlung abgeführt werden muss.[7] Die Herstellung und Handhabung von anorganischen Ozoniden ist damit aufwendig und erfordert z. B. tiefe Temperaturen unter −10 °C und eine Inertgas-Atmosphäre.

\mathrm{MO_2 + O_3 \longrightarrow MO_3 + O_2}

Die anorganischen Ozonide besitzen eine tiefroter Farbe und sind chemisch meist instabil. Sie zersetzen sich schon bei Raumtemperatur zu den Hyperoxiden und Sauerstoff. Anorganische Ozonide sind mit Ausnahme des Lithiums und des Franciums von allen Alkalimetallen bekannt.[7][8]

Tetramethylammoniumozonid N[CH3]4O3 das ebenfalls in diese Gruppe gehört, ist das stabilste ionische Ozonid und zersetzt sich erst oberhalb von 75 °C.[9] Es kann durch Reaktion von Tetramethylammoniumhyperoxid mit Caesiumozonid oder Kaliumozonid[8] in flüssigem Ammoniak dargestellt werden.[10]

\mathrm{(N[CH_3]_4)O_2 + CsO_3 \longrightarrow (N[CH_3]_4)O_3 + CsO_2}

Seit den frühen 1960er Jahren sind auch Phosphitozonide (RO)3PO3 bekannt.[11]

Alkaliozonide[8]
Natriumozonid Kaliumozonid Rubidiumozonid Caesiumozonid
Formel NaO3 KO3 RbO3 CsO3
Aussehen rot dunkelrot dunkelrot dunkelrot
Zersetzung unterhalb Raumtemperatur langsam bei Raumtemperatur langsam bei Raumtemperatur ab 50 °C
Kristallstruktur Natriumnitrit[12] Caesiumchlorid
O-O-O-Winkel[10] 113,0° 113,5° 113,7° 114,6°

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b  J. Houben: Houben-Weyl Methods of Organic Chemistry Vol. III, 2nd Edition Oxygen-, Sulfur-, Halogen-Compounds. Georg Thieme Verlag, 2014, ISBN 3-13-199222-0, S. 292ff (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  2. a b c  N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. Elsevier, 2012, ISBN 978-0-08-050109-3, S. 610 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  3. a b Hannelore Nuß: Chemie metastabiler Anionen – Synthese und Charakterisierung neuer Auride und Ozonide Dissertation, Universität Stuttgart, 2007 urn:nbn:de:bsz:93-opus-35282.
  4. a b Mordecai B. Rubin: The History of Ozone. Part III – C. D. Harries and the Introduction of Ozone into Organic Chemistry, abgerufen am 24. Juli 2015.
  5.  Wilhelm J. Baader, Erick Leite Bastos, Daniel Bellus, Uwe Bergsträßer, Albrecht Berkessel, Marina Della Greca, Jens Hartung, Heinrich Heydt, Maria Rosaria Iesce, Ioannis Lykakis, Tamsyn Montagnon, Michael Orfanopoulos, Alessandro Scarso, Yian Shi, Ichiro Shinkai, Manolis Stratakis, Giorgio Strukul, Manolis Tzirakis, Georgios Vassilikogiannakis: Science of Synthesis: Houben-Weyl Methods of Molecular Transformations Vol. 38 Peroxides. Georg Thieme Verlag, 2014, ISBN 3-13-172151-0, S. 380 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  6. Anirudh Gautam, Tausif Ahmed, Pradeep Sharma, Brijesh Varshney, Monika Kothari, Nilanjan Saha, Arjun Roy, Joerg J. Moehrle, Jyoti Paliwal: Pharmacokinetics and Pharmacodynamics of Arterolane Maleate Following Multiple Oral Doses in Adult Patients With Malaria . In: The Journal of Clinical Pharmacology. 51, 2011, S. 1519, doi:10.1177/0091270010385578.
  7. a b  Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle mit Atombau, Molekülgeometrie und Bindungstheorie. Walter de Gruyter, 1998, ISBN 978-3-11-012322-7, S. 244 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  8. a b c  Egon Wiberg, Nils Wiberg: Inorganic Chemistry. Academic Press, 2001, ISBN 978-0-12-352651-9, S. 1109 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  9. Martin Jansen, Hanne Nuss: Ionic Ozonides. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 633, 2007, S. 1307, doi:10.1002/zaac.200700023.
  10. a b  Bruno Pignataro: New Strategies in Chemical Synthesis and Catalysis. John Wiley & Sons, 2012, ISBN 978-3-527-33090-4, S. 83 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  11.  Catherine E. Housecroft, A. G. Sharpe: Inorganic Chemistry. Pearson Education, 2005, ISBN 978-0-13-039913-7, S. 439 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  12. Wilhelm Klein, Martin Jansen: Darstellung und Strukturanalyse von Natriumozonid. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 626, 2000, S. 136, doi:10.1002/(SICI)1521-3749(200001)626:1<136::AID-ZAAC136>3.0.CO;2-K.