Dihydrogentrioxid (H2O3) ist neben Wasser (H2O) und Wasserstoffperoxid (H2O2) eine weitere Sauerstoffverbindung des Wasserstoffs.
| Strukturformel | |||||||||||||
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| Allgemeines | |||||||||||||
| Name | Dihydrogentrioxid | ||||||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | H2O3 | ||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||
| Molare Masse | 50 g·mol−1 | ||||||||||||
| Aggregatzustand |
bei Raumtemperatur nicht stabil[1] | ||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||||||||
Hergestellt werden kann es durch das Anthrachinon-Verfahren, wobei aber statt normalem Sauerstoff Ozon verwendet wird. Es ist eine instabile Substanz und zerfällt oberhalb von −40 °C. In der Natur kann es als Zwischenprodukt von Reaktionen vorkommen.
Reaktionen
BearbeitenWasserstofftrioxid zerfällt spontan in Wassermoleküle H2O und molekularen Sauerstoff O2. In organischen Lösungen beträgt die Halbwertszeit 16 Minuten, bei Anwesenheit von Wasser jedoch nur wenige Millisekunden, da der polare Einfluss die in trans-Stellung liegende Kette der Sauerstoffatome krümmt und so das Proton leicht an das andere Ende wechseln kann.
Studien zeigen, dass Wasserstofftrioxid die bekannte antibakterielle Wirkung des Gemisches aus Ozon und Wasserstoffperoxid bewirkt.[3] Ebenda wird auch vermutet, dass dies durch Immunzellen in biologischen Systemen genutzt wird, wobei die Antikörper den molekularen Sauerstoff erzeugen, womit (bei entsprechender Konzentration) in der Wechselreaktion teilweise Wasserstofftrioxid entsteht.[4] Das Wasserstofftrioxid wirkt dann als hochwirksames Oxidationsmittel.
Im Jahre 2005 konnte Dihydrogentrioxid mittels Spektroskopie molekular beobachtet werden. Dabei wurde gezeigt, dass die Kette in Transkonfiguration mit einer Sauerstoff-Sauerstoff-Bindungslänge von 142,8 Pikometer (Vergleich 146,4 Pikometer Wasserstoffperoxid) vorliegt. Berechnungen der theoretischen Chemie sagen auch längere Oxidketten voraus, eine Klasse von Hydrogenpolyoxiden, die jedoch nur bei sehr tiefen Temperaturen existieren können, beispielsweise im Weltraum.[5]
Literatur
Bearbeiten- A. Engdahl und B. Nelander: The vibrational spectrum of H2O3. In: Science. Band 295, Nr. 5554, 18. Januar 2002, S. 482–483, PMID 11799239.
Einzelnachweise
Bearbeiten- ↑ J. A. Ghormley: On the Formation of Hydrogen Sesquioxide, H2O3, in Free‐Radical Reactions on Cold Surfaces. In: The Journal of Chemical Physics. Band 39, Nr. 12, 1963, S. 3539–3540, doi:10.1063/1.1734235.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Paul T. Nyffeler, Nicholas A. Boyle, Laxman Eltepu, Chi-Huey Wong, Albert Eschenmoser, Richard A. Lerner, Paul Wentworth Jr.: Dihydrogen Trioxide (HOOOH) is Generated during the Thermal Reaction between Hydrogen Peroxide and Ozone. In: Angewandte Chemie International Edition. Band 43, 2004, Nr. 35, S. 4656–4659, doi:10.1002/anie.200460457.
- ↑ Božo Plesničar: Progress in the Chemistry of Dihydrogen Trioxide (PDF; 698 kB). In: Acta Chim. Slov. Band 52, 2005, S. 1–12.
- ↑ Kohsuke Suma, Yoshihiro Sumiyoshi und Yasuki Endo: The Rotational Spectrum and Structure of HOOOH. In: Journal of the American Chemical Society. Band 127, 2005, Nr. 43, S. 14998–14999; (Communication) doi:10.1021/ja0556530.