Ethenon
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| Allgemeines | |||||||
| Name | Ethenon | ||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | C2H2O | ||||||
| CAS-Nummer | 463-51-4 | ||||||
| PubChem | 10038 | ||||||
| Kurzbeschreibung |
hochentzündliches, farbloses Gas mit stechendem Geruch[1] | ||||||
| Eigenschaften | |||||||
| Molare Masse | 42,04 g·mol−1 | ||||||
| Aggregatzustand |
gasförmig | ||||||
| Dichte |
1,93 g·m−3[1] | ||||||
| Schmelzpunkt | |||||||
| Siedepunkt |
−56 °C[1] | ||||||
| Löslichkeit |
hydrolysiert in Wasser[1] | ||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||
Ethenon oder auch Keten (Betonung auf der zweiten Silbe: Keten) ist die einfachste chemische Verbindung aus der Gruppe der Ketene und kann als inneres Anhydrid der Essigsäure aufgefasst werden.
Gewinnung und Darstellung
Keten entsteht durch Dehydratisierung von Essigsäure oder bei der Pyrolyse von Aceton. So wird beim Leiten von Acetondämpfen durch erhitzte Rohre oder elektrisch beheizte Metalldrähte bei 500 - 600 °C in Gegenwart von wenig Schwefelkohlenstoff Ethenon neben Methan in Ausbeuten bis 95 % d.Th. gebildet.[3] Die Ketonpyrrolyse ist in der industriellen Chemie inzwischen von der Dehydratisierung von Essigsäure (Schmidlin-Bergman[4]-Wilsmore-Reaktion) weitgehend abgelöst worden.
Ethenon wurde etwa zeitgleich von Hermann Staudinger [5] - durch Reaktion von Bromacetylbromid mit metallischem Zink - und N.T.M. Wilsmore [6] - durch thermische Zersetzung von Acetanhydrid - gefunden.
Eigenschaften
Ethenon ist chemisch instabil. Das Gas ist nur bei tiefen Temperaturen (-80 °C) einigermaßen beständig. Es muss stets neu hergestellt und gleich weiterverarbeitet werden, da sonst eine Dimerisierung zu Diketen erfolgt, bzw. weiter zu schwer handhabbaren Polymeren polymerisiert. Der Polymeranteil bei der Herstellung von Diketen wird daher auch z.B. durch Zugabe von Schwefeldioxid zum Ketengas oder den Reaktionsmedium verringert.[7] Wegen seiner kumulierten Doppelbindungen ist Ethenon sehr reaktiv und addiert H-azide Verbindungen nucleophil zu den entsprechenden Essigsäurederivaten; so hydrolysiert es z.B. mit Wasser zu Essigsäure oder reagiert mit prim. oder sek. Aminen zu den entsprechenden Acetamiden.
Keten ist hochgiftig; die Toxizität beträgt etwa das Achtfache von Phosgen.[8]
Verwendung
Ethenon dient zur Herstellung von Essigsäureanhydrid aus Essigsäure. Allgemein es wird zur Acetylierung von chemischen Verbindungen verwendet.[8]
Ethenon reagiert mit Formaldehyd in Gegenwart von Lewis-Säuren wie AlCl3, ZnCl2 oder BF3 als Katalysatoren zu ß-Propiolacton.[9] Die technisch bedeutendste Verwendung von Ethenon ist die Synthese von Sorbinsäure durch Reaktion von Crotonaldehyd (2-Butenal) mit Keten in Toluol bei ca. 50 °C in Anwesenheit von Zinksalzen langkettiger Carbonsäuren. Dabei entsteht ein Polyester der 3-Hydroxy-4-hexensäure, der thermisch[10] oder hydrolytisch zu Sorbinsäure depolymerisiert wird.
Sicherheitshinweise
Ethenon neigt zur spontanen Polymerisation. Der Kontakt mit Wasserstoffperoxid führt zu einer explosiven Reaktion. Die Dämpfe von Keten können mit Luft ein explosionsfähiges Gemisch bilden.
Einzelnachweise
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 Eintrag zu CAS-Nr. 463-51-4 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7. Juli 2009 (JavaScript erforderlich).
- ↑ Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ K.-H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, "Taschenbuch der Chemie", 20. Aufl. 2006, ISBN 978-3-8171-1761-1 und C.D. Hurd, Org. Synth., Coll. Vol. 1, S. 330 (1941); Vol. 4, S. 39 (1925).
- ↑ J. Schmidlin, M. Bergman, Ber. dtsch. Chem. Ges., 43, 2821 (1910).
- ↑ Tidwell, T. T. (2005), Ein Jahrhundert Ketene (1905–2005): die Entdeckung einer vielseitigen Klasse reaktiver Intermediate. Angewandte Chemie, 117: 5926–5933. doi: 10.1002/ange.200500098 und H. Staudinger, H.W. Klever, Ber. dtsch. Chem. Ges., 41, 5943 (1908).
- ↑ N.T.M. Wilsmore, J. Chem. Soc., 91, 1938 (1907)
- ↑ EP 0 377 438, Erfinder: R. Bergamin et al., Anmelder: Lonza AG, veröffentlicht am 11. Juli 1990.
- ↑ 8,0 8,1 Thieme Chemistry (Hrsg.): RÖMPP Online – Version 3.20. Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart 2012.
- ↑ Hans-Jürgen Arpe, "Industrielle Organische Chemie", 6. Aufl., 2007, WILEY-VCH Verlag, Weinheim, ISBN 978-3-527-31540-6.
- ↑ EP 1 295 860, Erfinder: D. Decker et al., Anmelder: Nutrinova GmbH, veröffentlicht am 26. März 2003.