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Abb.1: Strukturansicht des Ozon-Moleküls

Abb.2: Himmel am Tag

Ozon, $O_{3}$ , ist die zweite, stark endotherme Modifikation des Sauerstoffs (ΔHB = 142,8 $kg {mol}^{-1}$ ). Es wurde 1839 von C. F. Schönbein entdeckt.

Das $O_{3}$ -Molekül ist gewinkelt (117°) und besitzt ein Dipolmoment (0,58 D). Daher ist es besser wasserlöslich (570 $g$ $L^{-1}$ bei 20 $°C$ ) als $O_{2}$ . Ozon ist diamagnetisch, der Bindungsgrad der $O - O$ -Bindung beträgt 1,5 $pm$ und liegt somit zwischen Doppel- und Einfachbindung. Manchmal bezeichnet man Ozon auch als Sauerstoffoxid.

Eigenschaften

Ozon ist ein für die meisten Lebewesen giftiges Gas. In hohen Konzentrationen, besitzt es einen charakteristischen stechenden Geruch, über den es seinen Namen (griechisch: riechen) erhielt. Schon geringe Ozonkonzentrationen in der Luft führen beim Menschen zu Kopfschmerzen. In den Sommermonaten kommt es in Ballungsräumen zur Bildung von troposphärischem Ozon (Sommersmog).

Das blaue Gas ist ein stärkeres Oxidationsmittel als $O_{2}$ , jedoch ein nicht ganz so starkes wie atomarer Sauerstoff. Es reagiert mit vielen Feststoffen bereits bei Raumtemperatur. Beispielsweise wandelt sich schwarzes Bleisulfid, $Pb S$ , in weißes Bleisulfat, $Pb S O_{4}$ , um, blankes Silber wird zu schwarzem Silberperoxid, ${Ag}_{2} O_{2}$ , oder rosafarbene Mangan-(II)-Salze werden zu Braunstein, $Mn O_{2}$ , oxidiert.

Flüssiges Ozon ist violettblau gefärbt und siedet bei -111 $°C$ ( $O_{2}$ bei -183 $°C$ ). Die reine Flüssigkeit ist hochexplosiv. Unter -193 $°C$ bildet Ozon einen blauschwarzen Feststoff, der zur Explosion neigt.

Aufgrund der Reaktionsfreude von Ozon kann es nicht gelagert werden (insbesondere in Gegenwart eines Katalysators wie z.B. Braunstein zerfällt Ozon sehr schnell) und muss vor Ort erzeugt werden. Als Reaktionsgefäße kommen nur wenige Materialien in Betracht: Glas, Edelstahl und perfluorierte Kunststoffe.

Darstellung

Die Ozonbildung verläuft stets über den Zerfall von $O_{2}$ -Molekülen in Atome und die anschließende Anlagerung eines $O$ -Radikals an ein $O_{2}$ -Molekül.

\begin{matrix} O_{2} & \to & 2 O^{•} \\ O^{•} + O_{2} & \to & O_{3} \end{matrix}

Ozon wird normalerweise in Konzentrationen bis zu 10 % durch stille elektrische Entladung zwischen zwei konzentrischen metallisierten Rohren in einem Ozonisator hergestellt. Bei Gewittern bildet sich Ozon durch elektrische Entladungen.

Reines Ozon erhält man durch fraktionierte Verflüssigung aus dem Reaktionsgasgemisch eines Ozonisators. Im Labor kann man Ozon auch durch Elektrolyse von verdünnter Schwefelsäure mit hohen Stromdichten an Platin- oder Gold-Elektroden herstellen. Der Ozongehalt des an der Anode entstehenden Sauerstoffs liegt bei ca. 5 %.

Ozon entsteht ebenfalls bei der Bestrahlung von $O_{2}$ . Diese Reaktion hat insbesondere in der Stratosphäre Bedeutung für die Entstehung der Ozonschicht, die für den Schutz des Lebens auf der Erde durch Absorption von UVB-Strahlung verantwortlich ist (siehe hierzu: Ozon - Abbau).

Verwendung

Aufgrund der hohen Oxidationskraft von Ozon, auch organischen Verbindungen und Keimen gegenüber, wird es gern in der Frisch- und Abwasseraufbereitung eingesetzt. Die Oxidationsprodukte sind im Gegensatz zu Chlor nicht umweltschädlich. Selbst biologisch nicht abbaubare Substanzen wie Medikamentenrückstände werden zu $C O_{2}$ und Wasser aufoxidiert. Das Ozon zerfällt relativ rasch, so dass im Wasser kein nachhaltig negativer Rückstand des Ozons bleibt.

Ozon wird zum Bleichen von Papier verwendet, da es weniger giftig als die "Chlor-Bleiche" ist. Bezeichnungen wie "aktiver Sauerstoff" oder chlorfreie Bleiche deuten auf den Einsatz von Ozon hin.

Eine wichtige Anwendung findet Ozon bei der Strukturaufklärung von Naturstoffen und Elastomeren: siehe Ozonolyse von Alkenen.