Allotropie des Sauerstoffs: Disauerstoff und Ozon
Sauerstoff kommt als Disauerstoff und als Ozon vor. Die Seite erklärt den gewinkelten, mesomeren Bau des Ozons sowie seine Bildung, Reaktivität und Giftigkeit.
Das Wichtigste in Kürze
- Sauerstoff zeigt Allotropie: In der Natur kommt er als Disauerstoff \(\ce{O2}\) und als Ozon \(\ce{O3}\) vor.
- Wasser und Wasserstoffperoxid sind verschiedene Verbindungen und keine Modifikationen voneinander. Triplett-Sauerstoff ist der Grundzustand von \(\ce{O2}\), nicht Ozon.
- Ozon ist gewinkelt (116,8°), symmetrisch und hat ein Dipolmoment.
- Dank Mesomerie und einer 3-Zentren-4-Elektronen-π-Bindung sind beide O–O-Bindungen gleich lang (127,8 pm, Bindungsordnung 1,5).
- Ozon entsteht endotherm aus \(\ce{O2}\) unter UV-Strahlung, absorbiert selbst stark UV-Licht und zerfällt zu Sauerstoff.
- Ozon ist ein giftiges, stechend riechendes Gas und starkes Oxidationsmittel. Es bildet mit Alkenen cyclische Ozonide und desinfiziert Trinkwasser.
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Worum es geht
Das Element Sauerstoff mit Gewinnung, Isotopen und Oxidationsstufen ist in Sauerstoff: Gewinnung, Isotope und Oxidationsstufen vorgestellt. Hier geht es um seine zwei natürlichen Modifikationen, Disauerstoff und Ozon. Ozon schützt in der Stratosphäre vor UV-Strahlung, reizt am Boden die Lunge und dient als starkes Oxidationsmittel zur Trinkwasserdesinfektion.
Modifikationen des Sauerstoffs
Von Allotropie spricht man, wenn ein Element in verschiedenen Strukturformen auftritt (Grundlagen unter Modifikationen). Beim Sauerstoff unterscheiden sich die Modifikationen in der Zahl der Atome pro Molekül. In der Natur kommen zwei vor: Disauerstoff \(\ce{O2}\) und Ozon \(\ce{O3}\). Beide sind bei Raumtemperatur Gase und liegen in der Atmosphäre nebeneinander vor.
Die beiden Formen unterscheiden sich deutlich, obwohl sie aus denselben Atomen bestehen:
| Merkmal | \(\ce{O2}\) | \(\ce{O3}\) |
|---|---|---|
| Bau | zweiatomig | dreiatomig, gewinkelt |
| O–O-Bindung | 121 pm, Bindungsordnung 2 | 127,8 pm, Bindungsordnung 1,5 |
| Magnetismus | paramagnetisch | diamagnetisch |
| Geruch und Farbe | geruchlos, farblos | stechender Geruch, blassblau |
| Stabilität | stabile Grundform | endotherm, zerfällt zu \(\ce{O2}\) |
| Wirkung | lebensnotwendig | giftig, starkes Oxidationsmittel |
Wird im Examen gerne gefragt: Modifikationen enthalten nur Atome eines einzigen Elements. Wasser und Wasserstoffperoxid sind deshalb keine Modifikationen voneinander, denn beide enthalten Wasserstoff und sind eigenständige Verbindungen. Ebenso ist Triplett-Sauerstoff nicht Ozon. Der Begriff bezeichnet den Grundzustand des \(\ce{O2}\)-Moleküls mit zwei ungepaarten Elektronen (Triplett- und Singulett-Sauerstoff). Auch Singulett-Sauerstoff ist nur ein angeregter Zustand von \(\ce{O2}\) und keine eigene Modifikation.
Struktur des Ozons
Das mittlere Sauerstoffatom bindet zwei Nachbarn und trägt ein freies Elektronenpaar. Nach dem VSEPR-Modell ergeben sich drei Elektronendomänen in trigonal-planarer Anordnung. Das Molekül ist daher gewinkelt. Der Winkel liegt mit 116,8° etwas unter 120°, weil das freie Elektronenpaar mehr Raum beansprucht.
In einer einzelnen Lewis-Formel steht eine Doppelbindung neben einer Einfachbindung. Das Zentralatom trägt eine positive, ein Endatom eine negative Formalladung. Eine zweite, gleichwertige Formel vertauscht die beiden Endatome. Ozon ist also mesomeriestabilisiert (Mesomerie). Das reale Molekül liegt zwischen beiden Grenzformeln: Beide O–O-Bindungen sind gleich lang, nämlich 127,8 pm. Das liegt zwischen der Einfachbindung im \(\ce{H2O2}\) (148 pm) und der Doppelbindung im \(\ce{O2}\) (121 pm).
Ozon ist symmetrisch gebaut, denn beide Endatome sind gleichwertig. Trotzdem hat es ein Dipolmoment von etwa 0,53 D, obwohl nur ein Element beteiligt ist. Das Zentralatom ist positiv polarisiert, die Endatome teilen sich die negative Ladung. Weil das Molekül gewinkelt ist, heben sich die Teildipole nicht auf.
Die Mesomerie lässt sich auch mit Molekülorbitalen beschreiben. Jedes der drei Atome steuert ein p-Orbital senkrecht zur Molekülebene bei. Daraus entstehen drei π-Orbitale: ein bindendes über alle drei Atome, ein nichtbindendes mit Knoten am Zentralatom und ein antibindendes. Vier π-Elektronen besetzen das bindende und das nichtbindende Orbital. Diese 3-Zentren-4-Elektronen-π-Bindung verteilt eine π-Bindung auf zwei O–O-Bindungen. Jede erhält damit die Bindungsordnung 1,5.
Besonders prüfungsrelevant: Ozon ist gewinkelt, symmetrisch und besitzt ein Dipolmoment. Seine beiden O–O-Bindungen sind dank der delokalisierten 3-Zentren-4-Elektronen-π-Bindung gleich lang. Achte darauf, Ozon weder als linear und unpolar noch mit einer kurzen und einer langen Bindung zu beschreiben.
Bildung und Eigenschaften
Ozon entsteht aus Sauerstoff unter Energiezufuhr. Die Bildung ist endotherm, Ozon ist also energiereicher als \(\ce{O2}\):
\[\ce{3 O2 -> 2 O3}\qquad \Delta H = +285\ \mathrm{kJ/mol}\]
Im Labor und in der Technik liefert eine stille elektrische Entladung in \(\ce{O2}\) die nötige Energie. In der Stratosphäre übernimmt das UV-Licht der Sonne diese Rolle. Dort läuft ein Kreislauf ab:
- Spaltung: UV-Licht unter 242 nm spaltet \(\ce{O2}\) in Atome: \(\ce{O2 ->[UV] 2 O}\).
- Anlagerung: Ein Sauerstoffatom lagert sich an \(\ce{O2}\) an: \(\ce{O + O2 -> O3}\).
- Absorption: Ozon absorbiert sehr stark UV-Licht und zerfällt dabei: \(\ce{O3 ->[UV] O2 + O}\).
- Abbau: Ozon reagiert mit einem Sauerstoffatom zurück zu Sauerstoff: \(\ce{O3 + O -> 2 O2}\).
In diesem Gleichgewicht aus Bildung und Photolyse fängt die Ozonschicht einen Großteil der harten UV-Strahlung ab. Ozon ist so ein wichtiger Bestandteil der höheren Atmosphäre.
Ozon ist in großer Höhe vorhanden, weil es dort durch UV-Strahlung ständig aus \(\ce{O2}\) neu gebildet wird. Sein Zerfall zu Sauerstoff erklärt das Vorkommen nicht, er baut Ozon ja gerade ab.
Als endotherme Verbindung ist Ozon ein starkes Oxidationsmittel. In saurer Lösung übertrifft es mit \(E^0 = +2{,}07\ \mathrm{V}\) fast alle gängigen Oxidationsmittel:
\[\ce{O3 + 2 H+ + 2 e- -> O2 + H2O}\]
In Wasser zerfällt Ozon allmählich zu Sauerstoff. Wasserstoffperoxid entsteht dabei nicht. Mit Alkenen reagiert Ozon zu cyclischen Ozoniden. Mechanismus und Aufarbeitung behandelt die Ozonolyse.
Dieselbe Reaktivität macht Ozon giftig. Es greift die C=C-Doppelbindungen in Glycerolestern ungesättigter Fettsäuren an, also die Lipide der Zellmembranen. Betroffen sind vor allem Atemwege und Lunge. Ozon ist kein geruchloses Gas. Sein charakteristischer, stechender Geruch gab ihm den Namen, griechisch ozein heißt „riechen“. Man bemerkt ihn etwa nach Gewittern oder an Kopiergeräten.
In der Trinkwasserdesinfektion tötet Ozon Keime zuverlässig ab. Danach zerfällt es zu Sauerstoff und hinterlässt keine chlorhaltigen Nebenprodukte.
Quiz
Aussage 1
Die Bildung von Ozon aus Disauerstoff verläuft unter Energieaufnahme.
Die Reaktion \(\ce{3 O2 -> 2 O3}\) ist endotherm. Die Energie liefert UV-Licht oder eine elektrische Entladung.
Aussage 2
Leitet man Ozon in Wasser ein, bildet sich als Hauptprodukt Wasserstoffperoxid.
Ozon zerfällt in Wasser zu Sauerstoff. \(\ce{H2O2}\) entsteht dabei nicht.
Aussage 3
Wasserstoffperoxid ist neben Ozon eine allotrope Form des Sauerstoffs.
Modifikationen bestehen nur aus Atomen eines Elements. \(\ce{H2O2}\) enthält Wasserstoff und ist eine eigene Verbindung. Die natürlichen Modifikationen sind \(\ce{O2}\) und \(\ce{O3}\).
Aussage 4
Im π-System des Ozons verteilen sich vier Elektronen über drei Atome und besetzen ein bindendes und ein nichtbindendes Orbital.
Das ist die delokalisierte 3-Zentren-4-Elektronen-π-Bindung. Das antibindende Orbital bleibt leer.
Aussage 5
Das Ozonmolekül ist linear gebaut und besitzt deshalb kein Dipolmoment.
Ozon ist gewinkelt (116,8°). Das Zentralatom ist positiv, die Endatome sind negativ polarisiert. Die Teildipole heben sich nicht auf, Ozon hat ein Dipolmoment.
Aussage 6
Im Ozon sind beide O–O-Bindungen mit 127,8 pm gleich lang und liegen zwischen Einfach- und Doppelbindung.
Zwei gleichwertige Grenzformeln verteilen die π-Bindung auf beide Bindungen. Daraus folgt die Bindungsordnung 1,5.
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