- Озон
-
Озон Общие Систематическое наименование Озон Химическая формула O3 Физические свойства Состояние (ст. усл.) голубой газ Отн. молек. масса 47.998 а. е. м. Молярная масса 47.998 г/моль Плотность 0,0021445 г/см³ Термические свойства Температура плавления −197,2 °C Температура кипения −119,9 °C Химические свойства Растворимость в воде 39,4 г/100 мл 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.
Содержание
Строение озона
Обе связи O-O в молекуле озона имеют одинаковую длину 1,272 Å. Угол между связями составляет 116,78°[1]. 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[2].
История открытия
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[3]. 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[3]:
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 проволками для получения электрического разряда[3].
Физические свойства
- 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[4]).
- 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)[5]. 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
В этой статье не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена.
Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники.
Эта отметка установлена 19 июля 2012.Образование озона проходит по обратимой реакции:
Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут[6] 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.
Озон повышает степень окисления оксидов:
Эта реакция сопровождается хемилюминесценцией. Диоксид азота может быть окислен до азотного ангидрида:
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:
Все три атома кислорода в озоне могут реагировать по отдельности в реакции хлорида олова с соляной кислотой и озоном:
В газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:
В водном растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием элементарной серы, другая с образованием серной кислоты:
Обработкой озоном раствора иода в холодной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат иода(III):
Твёрдый нитрилперхлорат 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), атомарный водород взаимодействует с озоном с образованием супероксидного радикала с димеризацией последнего[7]:
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:
Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроксида калия[8]:
NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или Li+[9]:
Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция[7]:
Озон может быть использован для удаления марганца из воды с образованием осадка, который может быть отделён фильтрованием:
Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:
Озон может полностью разлагать мочевину[10] :
Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным или третичным атомом углерода при низких температурах приводит к соответствующим гидротриоксидам.
Получение озона
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 охлажденной концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:
Биологические свойства
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.[11]
Наиболее опасное воздействие:
- на органы дыхания прямым раздражением и повреждением тканей
- 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[12]
- среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,03 мг/м³[12]
- предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м³
При этом, порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/м³.[13]
Озон эффективно убивает плесень и бактерии.
Применение озона
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[13] токсинов после обработки, тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества токсинов и ядов, например, диоксина.
- 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[14] 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.
В 21 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
.Применение жидкого озона
Давно рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и вместе с тем экологически чистого окислителя в ракетной технике[15]. 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[16].
Озон в атмосфере
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
- ↑ 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.
- ↑ 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.
- ↑ 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.
- ↑ Справочник химика, т. II. Л., «Химия», 1971.
- ↑ Карякин Ю. В. Ангелов И. И. Чистые химические вещества. М., «Химия», 1974.
- ↑ Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion?
- ↑ 1 2 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 44-49
- ↑ Housecroft & Sharpe, 2005. «Inorganic Chemistry.» pg 439
- ↑ Housecroft & Sharpe, 2005. «Inorganic Chemistry.» pg 265
- ↑ Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 259, 269—270
- ↑ National Academy of Sciences: Link Between Ozone Air Pollution and Premature Death Confirmed
- ↑ 1 2 Предельно допустимые концентрации (ПДК) загрязняющих веществ в атмосферном воздухе населенных мест. Гигиенические нормативы 2.1.6.1338-03
- ↑ 1 2 Озон — мирное оружие XXI века — Костромской научно-исследовательский институт сельского хозяйства
- ↑ Questionable methods of cancer management: hydrogen peroxide and other 'hyperoxygenation' therapies, American Cancer Society
- ↑ Перспективные окислители.
- ↑ Жидкий озон
См. также
Ссылки
- Озон — Химическая энциклопедия.
- Озон — не всегда хорошо // Наука и Жизнь : журнал. — 1992. — № 8. — С. 155.
Акролеин • Бензапирен • Бериллий • Винилхлорид • Диметилртуть • Диоксины • Диэтилртуть • Зоман • Линдан • Озон • Оксид свинца • Пентахлордифенил • Полоний • Плутоний • Протактиний • Ртуть (суммарно) • Стрихнин • Таллий • Теллур • Тетраэтилолово • Тетраэтилсвинец • Трихлордифенил • Фтороводород • Хлорокись фосфора • Цианид калия • Цианид натрия • Циановодород • Этилмеркурхлорид
Категории:- Чрезвычайно опасные вещества
- Озон
- Окислители
-
Wikimedia Foundation. 2010.