Озон

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Озон
Озон
Озон
Общие
Систематическое
наименование
Озон
Хим. формула O3
Физические свойства
Состояние голубой газ
Молярная масса 47.998 г/моль
Плотность 0,0021445 г/см³
Термические свойства
Т. плав. −197,2 °C
Т. кип. −119,9 °C
Химические свойства
Растворимость в воде 1,06 г/л (при 0 °С)[1]
Классификация
Рег. номер CAS 10028-15-6
PubChem 24823
SMILES
ChemSpider 23208
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Озо́н (от др.-греч. ὄζω — пахну) — состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

Строение озона[править | править исходный текст]

Обе связи O-O в молекуле озона имеют одинаковую длину 1,272 Å. Угол между связями составляет 116,78°.[2] Центральный атом кислорода sp²-гибридизован, имеет одну неподелённую пару электронов. Порядок каждой связи — 1,5, резонансные структуры — с локализованной одинарной связью с одним атомом и двойной — с другим, и наоборот. Молекула полярна, дипольный момент — 0,5337 D.[3]

История открытия[править | править исходный текст]

Впервые озон обнаружил в 1785 году голландский физик М. ван Марум по характерному запаху и окислительным свойствам, которые приобретает воздух после пропускания через него электрических искр, а также по способности действовать на ртуть при обыкновенной температуре, вследствие чего она теряет свой блеск и начинает прилипать к стеклу[4]. Однако как новое вещество он описан не был, ван Марум считал, что образуется особая «электрическая материя».

Термин озон был предложен немецким химиком X. Ф. Шёнбейном в 1840 году за его пахучесть, вошёл в словари в конце XIX века. Многие источники именно ему отдают приоритет открытия озона в 1839 году. В 1840 году Шёнбейн показал способность озона вытеснять иод из иодида калия[4]:

\mathsf{O_3 + H_2O + 2KI \rightarrow O_2 + 2KOH + I_2}

Факт уменьшения объёма газа при превращении кислорода в озон экспериментально доказали[когда?] Эндрюс и Тэт при помощи стеклянной трубки с манометром, наполненной чистым кислородом, со впаянными в неё платиновыми проводниками для получения электрического разряда[4].

Физические свойства[править | править исходный текст]

  • Молекулярная масса — 48 а.е.м.
  • Плотность газа при нормальных условиях — 2,1445 г/дм³. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху — 1,62 (1,658[5]).
  • Плотность жидкости при −183 °C — 1,71 г/см³
  • Температура кипения — −111,9 °C. Жидкий озон — тёмно-фиолетового цвета.
  • Температура плавления — −197,2 ± 0,2 °С (приводимая обычно т.пл. −251,4 °C ошибочна, так как при её определении не учитывалась большая способность озона к переохлаждению)[6]. В твёрдом состоянии — чёрного цвета с фиолетовым отблеском.
  • Растворимость в воде при 0 °С — 0,394 кг/м³ (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом.
  • В газообразном состоянии озон диамагнитен, в жидком — слабопарамагнитен.
  • Запах — резкий, специфический «металлический» (по Менделееву — «запах раков»). При больших концентрациях напоминает запах хлора. Запах ощутим даже при разбавлении 1 : 100000.

Химические свойства[править | править исходный текст]

Образование озона проходит по обратимой реакции:

\mathsf{3O_2 + 68 kcal/mol (285 kJ/mol) \rightarrow 2O_3}

Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут[7] превращается в O2 с выделением тепла. Повышение температуры и понижение давления увеличивают скорость перехода в двухатомное состояние. При больших концентрациях переход может носить взрывной характер. Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, некоторых металлов или их окислов резко ускоряет превращение.

В присутствии небольших количеств HNO3 озон стабилизируется, а в герметичных сосудах из стекла, некоторых пластмасс или чистых металлов озон при низких температурах (—78 °С) практически не разлагается.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

\mathsf{2Cu^{2+} + 2H_3O^+ + O_3 \rightarrow 2Cu^{3+} + 3H_2O + O_2}

Озон повышает степень окисления оксидов:

\mathsf{NO + O_3 \rightarrow NO_2 + O_2}

Эта реакция сопровождается хемилюминесценцией. Диоксид азота может быть окислен до азотного ангидрида:

\mathsf{2NO_2 + O_3 \rightarrow N_2O_5 + O_2}

Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием диоксида углерода:

\mathsf{2C + 2O_3 \rightarrow CO_2 + 2O_2}

Озон не реагирует с аммониевыми солями, но реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:

\mathsf{2NH_3 + 4O_3 \rightarrow NH_4NO_3 + 4O_2 + H_2O}

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

\mathsf{O_3 + H_2 \rightarrow O_2 + H_2O}

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

\mathsf{PbS + 4O_3 \rightarrow PbSO_4 + 4O_2}

С помощью озона можно получить Серную кислоту как из элементарной серы, так и из диоксида серы:

\mathsf{S + H_2O + O_3 \rightarrow H_2SO_4}
\mathsf{3SO_2 + 3H_2O + O_3 \rightarrow 3H_2SO_4}

Все три атома кислорода в озоне могут реагировать по отдельности в реакции хлорида олова с соляной кислотой и озоном:

\mathsf{3SnCl_2 + 6HCl + O_3 \rightarrow 3SnCl_4 + 3H_2O}

В газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:

\mathsf{H_2S + O_3 \rightarrow SO_2 + H_2O}

В водном растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием элементарной серы, другая с образованием серной кислоты:

\mathsf{H_2S + O_3 \rightarrow S + O_2 + H_2O}
\mathsf{3H_2S + 4O_3 \rightarrow 3H_2SO_4}

Обработкой озоном раствора иода в холодной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат иода(III):

\mathsf{I_2 + 6HClO_4 + O_3 \rightarrow 2I(ClO_4)_3 + 3H_2O}

Твёрдый нитрилперхлорат может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:

\mathsf{2NO_2 + 2ClO_2 + 2O_3 \rightarrow 2NO_2ClO_4 + O_2}

Озон может участвовать в реакциях горения, при этом температуры горения выше, чем с двухатомным кислородом:

\mathsf{3C_4N_2 + 4O_3 \rightarrow 12CO + 3N_2}

Озон может вступать в химические реакции и при низких температурах. При 77 K (-196 °C), атомарный водород взаимодействует с озоном с образованием супероксидного радикала с димеризацией последнего[8]:

\mathsf{H + O_3 \rightarrow HO_2\cdot + O}
\mathsf{2HO_2 \cdot \rightarrow H_2O_2 + O_2}

Озон может образовывать озониды, содержащие анион O3. Эти соединения взрывоопасны и могут храниться только при низких температурах. Известны озониды всех щелочных металлов (кроме франция). KO3, RbO3, и CsO3 могут быть получены из соответствующих супероксидов:

\mathsf{KO_2 + O_3 \rightarrow KO_3 + O_2}

Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроксида калия[9]:

\mathsf{2KOH + 5O_3 \rightarrow 2KO_3 + 5O_2 + H_2O}

NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или Li+[10]:

\mathsf{CsO_3 + Na^+ \rightarrow Cs^+ + NaO_3}

Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция[8]:

\mathsf{3Ca + 10NH_3 + 7O_3 \rightarrow Ca\cdot 6NH_3 + Ca(OH)_2 + Ca(NO_3)_2 + 2NH_4O_3 + 3O_2 + 2H_2O}

Озон может быть использован для удаления марганца из воды с образованием осадка, который может быть отделён фильтрованием:

\mathsf{2Mn^{2+} + 2O_3 + 4H_2O \rightarrow 2MnO(OH)_2\downarrow + 2O_2 + 4H^+}

Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:

\mathsf{CN^- + O_3 \rightarrow CNO^- + O_2}

Озон может полностью разлагать мочевину[11] :

\mathsf{(NH_2)_2CO + O_3 \rightarrow N_2 + CO_2 + 2H_2O}

Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным или третичным атомом углерода при низких температурах приводит к соответствующим гидротриоксидам.

Получение озона[править | править исходный текст]

Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п.

В промышленности его получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения образуется и поддерживается озоновый слой.

В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлаждённой концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:

\mathsf{3H_2SO_4 + 3BaO_2 \rightarrow 3BaSO_4 + O_3 + 3H_2O}

Биологические свойства[править | править исходный текст]

Высокая окисляющая способность озона и образование во многих реакциях с его участием свободных радикалов кислорода определяют его высокую токсичность. Воздействие озона на организм может приводить к преждевременной смерти[12].

Наиболее опасное воздействие высоких концентраций озона в воздухе:

  • на органы дыхания прямым раздражением;
  • на холестерин в крови человека с образованием нерастворимых форм, приводящим к атеросклерозу;
  • на органы размножения у самцов всех видов животных, в том числе и человека (вдыхание этого газа убивает мужские половые клетки и препятствует их образованию). При долгом нахождении в среде с повышенной концентрацией этот газ может стать причиной мужского бесплодия.

Озон в Российской Федерации отнесён к первому, самому высокому классу опасности вредных веществ. Нормативы по озону:

  • максимальная разовая предельно допустимая концентрация (ПДК м.р.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,16 мг/м³[13];
  • среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,03 мг/м³[13];
  • предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м³.

При этом, порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/м³.[14]

Озон эффективно убивает плесень и бактерии.

Применение озона[править | править исходный текст]

Применение озона обусловлено его свойствами:

  • сильного окисляющего реагента:
    • для стерилизации изделий медицинского назначения
    • при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике
    • для отбеливания бумаги
    • для очистки масел
  • сильного дезинфицирующего средства:
    • для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование)
    • для дезинфекции помещений и одежды
    • для озонирования растворов, применяемых в медицине (как для внутривенного, так и для контактного применения).

Одним из существенных достоинств озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие[14] токсинов в обработанной воде, тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества хлорорганических соединений, многие из которых токсичны, например, диоксина и лучшая, по сравнению с кислородом, растворимость в воде.

По заявлениям озонотерапевтов, здоровье человека значительно улучшается при лечении озоном (наружно, перорально, внутривенно и экстракорпорально), однако ни одно объективное клиническое исследование не подтвердило сколько-нибудь выраженный терапевтический эффект. Более того, при использовании озона в качестве лекарственного средства (особенно при непосредственном воздействии на кровь пациента) доказанный риск его мутагенного, канцерогенного и токсического воздействия перевешивает любые теоретически возможные положительные эффекты, поэтому практически во всех развитых странах озонотерапия не признаётся лекарственным методом, а её применение в частных клиниках возможно исключительно с информированного согласия пациента[15].

В XXI веке многие фирмы начали выпуск так называемых бытовых озонаторов, предназначенных также для дезинфекции помещений (подвалов, комнат после вирусных заболеваний, складов, заражённых бактериями и грибками вещей), зачастую умалчивая о мерах предосторожности столь необходимых при применении данной техники[источник не указан 688 дней].

Применение жидкого озона[править | править исходный текст]

Давно рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и вместе с тем экологически чистого окислителя в ракетной технике[16]. Общая химическая энергия, освобождающаяся при реакции сгорания с участием озона, больше, чем для простого кислорода, примерно на одну четверть (719 ккал/кг). Больше будет, соответственно, и удельный импульс. У жидкого озона больший удельный вес, чем у жидкого кислорода (1,35 и 1,14 соответственно), а его температура кипения выше (минус 112° и минус 183°С соответственно), поэтому в этом отношении преимущество в качестве окислителя в ракетной технике больше у жидкого озона. Однако препятствием является химическая неустойчивость и взрывоопасность жидкого озона. При взрыве возникает движущаяся с огромной скоростью — по некоторым данным более 200 км/сек — детонационная волна и развивается разрушающее детонационное давление более 4000 атм, что делает применение жидкого озона невозможным при нынешнем уровне техники[17].

Озон в атмосфере[править | править исходный текст]

Распределение озона по высоте

Атмосферный озон играет важную роль для всего живого на планете. Образуя озоновый слой в стратосфере, он защищает растения и животных от жёсткого ультрафиолетового излучения. Поэтому проблема образования озоновых дыр имеет особое значение. Однако тропосферный озон является загрязнителем, который может угрожать здоровью людей и животных, а также повреждать растения.

Примечания[править | править исходный текст]

  1. Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. ss. 91–100. Auflage. de Gruyter, 1985, S. 460.
  2. Takehiko Tanaka; Yonezo Morino. Coriolis interaction and anharmonic potential function of ozone from the microwave spectra in the excited vibrational states // Journal of Molecular Spectroscopy. — 1970. — Vol. 33. — P. 538—551.
  3. Kenneth M. Mack; J. S. Muenter. Stark and Zeeman properties of ozone from molecular beam spectroscopy // Journal of Chemical Physics. — 1977. — Vol. 66. — P. 5278-5283.
  4. 1 2 3 С. С. Колотов, Д. И. Менделеев Озон // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
  5. Справочник химика, т. II. Л., «Химия», 1971.
  6. Карякин Ю. В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества. — М.: Химия, 1974.
  7. Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion?
  8. 1 2 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 44-49
  9. Housecroft & Sharpe, 2005. «Inorganic Chemistry.» pg 439
  10. Housecroft & Sharpe, 2005. «Inorganic Chemistry.» pg 265
  11. Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 259, 269—270
  12. National Academy of Sciences: Link Between Ozone Air Pollution and Premature Death Confirmed
  13. 1 2 Предельно допустимые концентрации (ПДК) загрязняющих веществ в атмосферном воздухе населенных мест. Гигиенические нормативы 2.1.6.1338-03
  14. 1 2 Озон — мирное оружие XXI века — Костромской научно-исследовательский институт сельского хозяйства
  15. Questionable methods of cancer management: hydrogen peroxide and other 'hyperoxygenation' therapies, American Cancer Society
  16. Перспективные окислители.
  17. Жидкий озон

См. также[править | править исходный текст]

Ссылки[править | править исходный текст]