Озон

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Озон
Ozone-1,3-dipole.png
Озон
Общие
Систематическое
наименование
Озон
Хим. формула O3
Физические свойства
Состояние голубой газ
Молярная масса 47,998 г/моль
Плотность 0,0021445 г/см3 (г., 0°C);
1,59(7) г/см3 (ж., 85,2 К);
1,73(2) г/см3 (тв., 77,4 К)[1]
Поверхностное натяжение 43,8 Н/м (77,4 К);
38,4 Н/м (90,2 К)[1] Н/м
Динамическая вязкость 4,17 мПа·с (77,6 К);
1,56(2) мПа·с (90,2 К)[1]
Термические свойства
Т. плав. −197,2 °C
Т. кип. −111,9 °C
Кр. темп. −12,0 °С (261,1 К)[1] °C
Кр. давл. 54,6[1]
Мол. теплоёмк. 85,354 − 0,2812·(T − 90) (ж., при T от 90 до 160 К)[1] Дж/(моль·К)
Энтальпия образования 144,457 (при 0 К, отн. О2)[1] кДж/моль
Коэфф. тепл. расширения 2,0·10−3 К−1 (ж., 90,1 К)
2,5·10−3 К−1 (ж., 161 К)[1]
Химические свойства
Растворимость в воде 1,06 г/л (при 0 °С)[2]
Диэлектр. прониц. 1,0019 (г), 4,79 (ж)[1]
Оптические свойства
Показатель преломления 1,0533 (г., 480 нм)
1,0520 (г., 546 нм)
1,0502 (г., 671 нм)
1,2236 (ж., 535 нм)
1,2226 (ж., 589 нм)
1,2213 (ж., 670,5 нм)[1]
Структура
Дипольный момент 0,5337 Д
Классификация
Рег. номер CAS 10028-15-6
PubChem 24823
Рег. номер EINECS 233-069-2
SMILES
InChI
RTECS RS8225000
ChemSpider 23208
Безопасность
Токсичность
NFPA 704.svg
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

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 вики-текст]

Обе связи O—O в молекуле озона имеют одинаковую длину 1,272 Å. Угол между связями составляет 116,78°[3]. 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, электрический дипольный момент — 0,5337 Д[4].

История открытия[править | править вики-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[5]. 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[5]:

Эту реакцию используют для качественного определения озона с помощью фильтровальной бумаги, пропитанной смесью растворов крахмала и иодида калия (иодкрахмальной бумаги) — она в озоне синеет ввиду взаимодействия выделяющегося иода с крахмалом[6].

Факт уменьшения объёма газа при превращении кислорода в озон экспериментально доказали в 1860 году Эндрюс и Тэт при помощи стеклянной трубки с манометром, наполненной чистым кислородом, со впаянными в неё платиновыми проводниками для получения электрического разряда[5].

Физические свойства[править | править вики-текст]


Химические свойства[править | править вики-текст]

Образование озона проходит по обратимой реакции:

Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут[9] 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[10] и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

Озон повышает степень окисления оксидов:

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

Озон не реагирует с молекулярным азотом при комнатной температуре, но при 295°С вступает с ним в реакцию:

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

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

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

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

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

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

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

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

Твёрдый нитрилперхлорат (англ.) может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:

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

Озон может вступать в химические реакции и при низких температурах. При 77 K (−196 °C, температура кипения жидкого азота), атомарный водород взаимодействует с озоном с образованием супероксидного радикала с димеризацией последнего[11]:

Озон может образовывать неорганические 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:

Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроксида калия[12]:

NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или Li+[13]:

Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция[11]:

Озон может быть использован для удаления железа и марганца из воды с образованием осадка (соответственно гидроксида железа(III) и диоксигидрата марганца), который может быть отделён фильтрованием:

В кислых средах окисление марганца может идти до перманганата.

Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:

Озон может полностью разлагать мочевину[14] :

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

Получение озона[править | править вики-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[6]:

Биологические свойства[править | править вики-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[15].

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). Долгое нахождение в среде с повышенной концентрацией этого газа 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[16];
  • среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,03 мг/м³[16];
  • предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м³.

При этом, порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/м³[17].

Озон эффективно убивает плесень и бактерии.

Применение озона[править | править вики-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).

Существенными достоинствами озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие[17] токсинов в обработанной воде (тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества хлорорганических соединений, многие из которых токсичны, например, диоксин) 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[18].

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, необходимых при применении данной техники[источник не указан 1586 дней].

Применение жидкого озона[править | править вики-текст]

Давно рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и вместе с тем экологически чистого окислителя в ракетной технике[19]. 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 большая плотность, чем у жидкого кислорода (1,35 и 1,14 г/см3 соответственно), а его температура кипения выше (−112 °C и −183 °C 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 с разложением его на O и O2, при котором возникает движущаяся со скоростью около 2 км/с детонационная волна и развивается разрушающее детонационное давление более 3·107 дин/см2, что делает применение жидкого озона невозможным при нынешнем уровне техники, за исключением использования устойчивых кислород-озоновых смесей (до 24 % озона). Преимуществом подобной смеси также является больший удельный импульс для водородных двигателей, по сравнению с озон-водородными[20]. На сегодняшний день такие высокоэффективные двигатели, как РД-170, РД-180, РД-191, а также разгонные вакуумные двигатели вышли по УИ на близкие к предельным параметры и для повышения УИ осталось возможным перейти на новые виды топлива.

Озон в атмосфере[править | править вики-текст]

Распределение озона по высоте

Атмосферный (стратосферный) озон является продуктом воздействия солнечного излучения на атмосферный (О2) кислород. Однако тропосферный озон является загрязнителем, который может угрожать здоровью людей и животных, а также повреждает растения.

Считается, что молнии Кататумбо являются крупнейшим одиночным генератором тропосферного озона на Земле.

См. также[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 Лунин, 1998.
  2. Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. ss. 91–100. Auflage. de Gruyter, 1985, S. 460.
  3. 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.
  4. 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.
  5. 1 2 3 С. С. Колотов, Д. И. Менделеев. Озон // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
  6. 1 2 Получение озона и его определение — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
  7. Справочник химика, т. II. Л., «Химия», 1971.
  8. Карякин Ю. В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества. — М.: Химия, 1974.
  9. Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion?
  10. Платина не окисляется озоном, но катализирует его разложение.
  11. 1 2 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 44-49
  12. Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry». — 2005. — P. 439.
  13. Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry». — 2005. — P. 265
  14. Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 259, 269—270
  15. National Academy of Sciences: Link Between Ozone Air Pollution and Premature Death Confirmed
  16. 1 2 Предельно допустимые концентрации (ПДК) загрязняющих веществ в атмосферном воздухе населенных мест. Гигиенические нормативы 2.1.6.1338-03
  17. 1 2 Озон — мирное оружие XXI века — Костромской научно-исследовательский институт сельского хозяйства
  18. Questionable methods of cancer management: hydrogen peroxide and other 'hyperoxygenation' therapies, American Cancer Society
  19. Перспективные окислители.
  20. The Dynamics of Unsteady Detonation in Ozone

Литература[править | править вики-текст]

  • Разумовский С. Д., Заиков Г. Е. Озон и его реакции с органическими соединениями (кинетика и механизм). — М.: Наука, 1974. — 322 с.
  • Лунин В. В., Попович М. П., Ткаченко С. Н. Физическая химия озона. — М.: МГУ, 1998. — 480 с. — ISBN 5-211-03719-7.

Ссылки[править | править вики-текст]