Ethylenoxid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Ethylenoxid
Andere Namen	1,2-Epoxyethan (IUPAC) Oxiran Dimethylenoxid Oxacyclopropan
Summenformel	C2H4O
CAS-Nummer	75-21-8
PubChem	6354
Kurzbeschreibung	farbloses Gas mit süßlich-etherischem Geruch[1]
Eigenschaften
Molare Masse	44,05 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	1,93 kg·m−3 (15 °C, 1000 hPa)[1]
Schmelzpunkt	−112,55 °C[1]
Siedepunkt	10,45 °C[1]
Dampfdruck	0,14 MPa (20 °C)[1]
Löslichkeit	leicht löslich in Wasser[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2] Gefahr H- und P-Sätze H: 220-350-340-331-319-335-315 EUH: keine EUH-Sätze P: 201-​210-​261-​305+351+338-​311 [3] EU-Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [2] Hoch- entzündlich Giftig (F+) (T) R- und S-Sätze R: 45-46-6-12-23-36/37/38 S: 53-45
MAK	nicht festgelegt, da krebserzeugend[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Ethylenoxid (kurz EO) ist ein farbloses, hochentzündliches Gas mit süßlichem Geruch und das einfachste Epoxid. Es ist ein wichtiges Zwischenprodukt bei der Herstellung von Ethylenglycol und anderen Chemikalien. Ethylenoxid wird als Desinfektionsmittel für Nahrungsmittel, organische Dämmstoffe (Wolle, Pflanzenfasern), Textilfasern und medizinische Geräte verwendet.

Nach IUPAC wird Ethylenoxid 1,2-Epoxyethan, nach dem Hantzsch-Widman-System Oxiran genannt.

Ethylenoxid ist die UN-Nummer 1040 zugewiesen.

Geschichte

Ethylenoxid wurde erstmals 1859 durch den französischen Chemiker Charles Adolphe Wurtz hergestellt, er behandelte dazu 2-Chlorethanol mit einer Base.

Im Ersten Weltkrieg erlangte Ethylenoxid industrielle Bedeutung als Vorläufersubstanz für das Kühlmittel Ethylenglycol und die chemische Waffe Senfgas (Lost).

1931 entdeckte Theodore Lefort, ein anderer französischer Chemiker, die Herstellung von Ethylenoxid direkt aus Ethen und Sauerstoff mit Silber als Katalysator.

Herstellung

Industriell wird Ethylenoxid durch die Umsetzung von Ethen und Sauerstoff bei 200 bis 300 °C an einem Silberkatalysator hergestellt.

$\mathrm{H_2C{=}CH_2 + \tfrac {1}{2} O_2 \longrightarrow C_2H_4O}$

Die übliche Ausbeute bei diesem Verfahren ist vom verwendeten Katalysatortyp abhängig und liegt auch in der großindustriellen Herstellung zwischen 80 und 90 %. Die parallel ablaufenden Nebenreaktionen sind die Totaloxidationen von Ethylen als auch von schon gebildetem Ethylenoxid zu CO₂ und Wasser.

Eigenschaften

Ethylenoxid ist ein hochentzündliches Gas. Der Flammpunkt beträgt −57 °C^[1] und die Zündtemperatur liegt bei 435 °C^[1]. Es bildet mit Luft explosionsfähige Gemische, die untere Explosionsgrenze (UEG) liegt bei 2,6 %, die obere (OEG) bei 100 %^[1].

Verwendung

Ethylenoxidgas tötet Bakterien, Schimmel und Pilze ab, daher kann es zur Sterilisation von hitzeempfindlichen Substanzen verwendet werden. Die Sterilisation von Gewürzen mit EO wurde 1938 durch den amerikanischen Chemiker Lloyd Hall patentiert und wird auch heute noch in einigen Ländern praktiziert. In Deutschland ist der Einsatz von Ethylenoxid im Lebensmittelbereich seit 1981 verboten,^[4] da hierbei giftiges 2-Chlorethanol entstehen kann. Ethylenoxid wird aber auch zur Sterilisierung von Verbandstoffen, Nahtmaterial oder Spritzen, chirurgischen Instrumenten und empfindlichen Medizinprodukten (z. B. Cochleaimplantaten) verwendet, für die sich andere gängige Sterilisationsverfahren nicht anwenden lassen. Behandlung von Wattestäbchen mit Ethylenoxidgas kann DNS-Spuren so zersetzen, dass sie mit forensischen Methoden nicht mehr nachweisbar sind.^[5]

Das meiste Ethylenoxid dient als Zwischenprodukt bei der Herstellung anderer Chemikalien. Ein Großteil des Ethylenoxids wird für die Produktion von Ethylenglycol eingesetzt, welches ein weit verbreitetes Kühl- und Frostschutzmittel für Fahrzeuge ist. Weiter wird es für die Herstellung von Polyestern (beispielsweise PET) benötigt. Lediglich etwa 2 % der Weltproduktion wird für die Sterilisation verwendet.

Ethylenoxid kann zu Polyethylenglycol (auch Polyethylenoxid) polymerisieren, welches ein ungiftiges und gut wasserlösliches Polymer ist. Es ist ebenfalls wichtig für die Herstellung von Tensiden (siehe Nichtionische Tenside), z.B. Polyalkylenglycolether.

Eine Kategorie von Ethylenoxidderivaten, die große wissenschaftliche Aufmerksamkeit erregt hat, sind die Kronenether, welche zyklische Oligomere des Ethylenoxids sind. Diese Verbindungen haben die Fähigkeit, ionische Substanzen in unpolaren Lösungsmitteln löslich zu machen, in welchen sie sonst unlöslich sind. Aufgrund hoher Kosten bleibt die Verwendung dieser Substanzen auf Laboranwendungen begrenzt.

Sicherheitshinweise

Ethylenoxid ist giftig und krebserregend beim Einatmen. Symptome einer Vergiftung sind Kopfschmerzen, Schwindel und Übelkeit/Erbrechen. Mit zunehmender Dosis kommt es zu Zuckungen, Krämpfen und schlussendlich zum Koma. Es ist für die Haut und die Atemwege reizend. Die Lunge kann sich Stunden nach dem Einatmen mit Flüssigkeit füllen.

Ethylenoxid wird normalerweise druckverflüssigt in Kombination mit 10 % Kohlenstoffdioxid gelagert. Bei Normaldruck und Zimmertemperatur verdunstet es sehr schnell und verursacht Frostverbrennungen auf der Haut.

Bei Tieren hat es zahlreiche Fortpflanzungsdefekte wie Mutationen oder Fehlgeburten ausgelöst. Der Einfluss auf die menschliche Fortpflanzung ist noch nicht genau untersucht, es gilt aber als wahrscheinlich, dass die gleichen Effekte wie im Tierversuch auftreten.

Siehe auch

• Ethylenimin, Aziran oder Aziridin, das Stickstoffhaltige Analogon,
• Thiiran, Ethylensulfid, das Schwefelhaltige Analogon.

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f g h i j} Eintrag zu CAS-Nr. 75-21-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 15. Mai 2007 (JavaScript erforderlich).
2. ↑ ^{a b} Eintrag zu CAS-Nr. 75-21-8 im European chemical Substances Information System ESIS (ergänzender Eintrag)
3. ↑ Datenblatt Ethylene oxide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 31. März 2011.
4. ↑ Max Daunderer: Handbuch der Umweltgifte. Verlagsgruppe Hüthig Jehle Rehm, Ausgabe 6/2006.
5. ↑ Jens Lubbadeh: Forensische DNA-Analyse – Schwachstelle Wattestäbchen, Meldung vom 26. März 2009 in Spiegel Online Wissenschaft.