Перейти к содержанию

Озон

Эта статья находится на начальном уровне проработки, в одной из её версий выборочно используется текст из источника, распространяемого под свободной лицензией
Материал из энциклопедии Руниверсалис
(перенаправлено с «O3»)
У этого термина существуют и другие значения, см. Озон (значения).
Озон

Общие
Систематическое
наименование		 Трикислород
Традиционные названия Озон
Хим. формула O3
Физические свойства
Состояние голубой газ
Молярная масса 47,998 г/моль
Плотность 0,0021445 г/см³ (газ при 0 °C);
1,59(7) г/см³ (жидкость при 85,2 К);
1,73(2) г/см³ (твердый вид при 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
Температура
 • плавления −197,2 °C
 • кипения −111,9 °C
Критическая точка  
 • температура −12,0 °С (261,1 К)[1] °C
 • давление 54,6 атм.[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 (жидкость, 90,1 К)
2,5·10−3 К−1 (жидкость, 161 К)[1]
Химические свойства
Растворимость
 • в воде 1,06 г/л (при 0 °С)[2]
Диэлектрическая проницаемость 1,0019 (г), 4,79 (ж)[1]
Оптические свойства
Показатель преломления 1,0533 (газ, 480 нм)
1,0520 (газ, 546 нм)
1,0502 (газ, 671 нм)
1,2236 (жидкость, 535 нм)
1,2226 (жидкость, 589 нм)
1,2213 (жидкость, 670,5 нм)[1]
Структура
Дипольный момент 0,5337 Д
Безопасность
ЛД50 4,8 ppm
Пиктограммы СГС Пиктограмма «Череп и скрещённые кости» системы СГСПиктограмма «Пламя над окружностью» системы СГСПиктограмма «Опасность для здоровья» системы СГСПиктограмма «Окружающая среда» системы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

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

Строение озона

Обе связи O—O в молекуле озона имеют одинаковую длину 1,278 Å. Угол между связями составляет 116,8°[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

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]:

[math]\displaystyle{ \mathsf{O_3 + H_2O + 2KI \rightarrow O_2 + 2KOH + I_2} }[/math]

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

Химические свойства

Образование озона проходит по обратимой реакции:

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

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 азотной кислоты 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 (после некоторого поверхностного окисления довольно хорошо противостоят действию озона Ni, Cu, Sn)[11]. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

[math]\displaystyle{ \mathsf{2Cu^{2+} + 2H_3O^+ + O_3 \rightarrow 2Cu^{3+} + 3H_2O + O_2} }[/math]

Озон повышает степень окисления оксидов:

[math]\displaystyle{ \mathsf{NO + O_3 \rightarrow NO_2 + O_2} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{2NO_2 + O_3 \rightarrow N_2O_5 + O_2} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{N_2 + O_3 \rightarrow N_2O + O_2} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{2C + 2O_3 \rightarrow 2CO_2 + O_2} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{2NH_3 + 4O_3 \rightarrow NH_4NO_3 + 4O_2 + H_2O} }[/math]

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

[math]\displaystyle{ \mathsf{O_3 + H_2 \rightarrow O_2 + H_2O} }[/math]

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

[math]\displaystyle{ \mathsf{PbS + 4O_3 \rightarrow PbSO_4 + 4O_2} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{S + H_2O + O_3 \rightarrow H_2SO_4} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{3SO_2 + 3H_2O + O_3 \rightarrow 3H_2SO_4} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{H_2S + O_3 \rightarrow SO_2 + H_2O} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{H_2S + O_3 \rightarrow S + O_2 + H_2O} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{3H_2S + 4O_3 \rightarrow 3H_2SO_4} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{3SnCl_2 + 6HCl + O_3 \rightarrow 3SnCl_4 + 3H_2O} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{I_2 + 6HClO_4 + O_3 \rightarrow 2I(ClO_4)_3 + 3H_2O} }[/math]

Твёрдый перхлорат нитрония[англ.] может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2NO_2 + 2ClO_2 + 2O_3 \rightarrow 2NO_2ClO_4 + O_2} }[/math]

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

[math]\displaystyle{ \mathsf{3C_4N_2 + 4O_3 \rightarrow 12CO + 3N_2} }[/math]

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 гидропероксидного радикала с димеризацией последнего[12]:

[math]\displaystyle{ \mathsf{H + O_3 \rightarrow HO_2\cdot + O} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{2HO_2 \cdot \rightarrow H_2O_2 + O_2} }[/math]

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:

[math]\displaystyle{ \mathsf{KO_2 + O_3 \rightarrow KO_3 + O_2} }[/math]

Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроксида калия[13]:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2KOH + 5O_3 \rightarrow 2KO_3 + 5O_2 + H_2O} }[/math]

NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или Li+[14]:

[math]\displaystyle{ \mathsf{CsO_3 + Na^+ \rightarrow Cs^+ + NaO_3} }[/math]

Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция[12]:

[math]\displaystyle{ \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} }[/math]

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:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2Fe^{2+} + O_3 + 5H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3\downarrow + O_2 + 4H^+} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{2Mn^{2+} + 2O_3 + 4H_2O \rightarrow 2MnO(OH)_2\downarrow + 2O_2 + 4H^+} }[/math]

В кислых средах окисление марганца может идти до перманганата.

Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:

[math]\displaystyle{ \mathsf{CN^- + O_3 \rightarrow CNO^- + O_2} }[/math]

Озон может полностью разлагать мочевину[15] :

[math]\displaystyle{ \mathsf{(NH_2)_2CO + O_3 \rightarrow N_2 + CO_2 + 2H_2O} }[/math]

Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным или третичным атомом углерода при низких температурах приводит к соответствующим гидротриоксидам. Реакция озона с непредельными соединениями с образованием органических озонидов находит применение в анализе органических веществ.

Получение озона

Основная статья: Озонатор

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]:

[math]\displaystyle{ \mathsf{3H_2SO_4 + 3BaO_2 \rightarrow 3BaSO_4 + O_3 + 3H_2O} }[/math]

Токсичность

В умеренных концентрациях озон не токсичен. Однако высокая окисляющая способность озона и образование во многих реакциях с его участием свободных радикалов кислорода определяют его токсичность (в больших концентрациях). Чрезмерное воздействие озона на организм может приводить к преждевременной смерти.

Наиболее опасное воздействие высоких концентраций озона в воздухе:

  • на органы дыхания прямым раздражением;

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;
  • минимальная смертельная концентрация (LC50) — 4,8 ppm.

Порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/м³[17].

Озон эффективно уничтожает плесень, бактерии и вирусы.

Применение озона

Основная статья: Озонирование

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 (кроме формальдегида) 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 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 4985 дней].

Применение жидкого озона

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 (3 МПа), 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 удельного импульса необходимо найти возможность перейти на новые виды топлива.

Жидкий озон при низких температурах (в жидком азоте) также иногда применяется в органическом синтезе для мягкого разрыва двойной углерод-углеродной связи.

Озон в атмосфере

Основная статья: Озоновый слой
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.

При взаимодействии солнечных лучей с диоксидом азота и углеводородами, попадающими в атмосферу из выхлопных газов автомобилей, образуется фотохимический смог. Диоксид азота под действием ультрафиолетового излучения солнца распадается, образуя оксид азота и свободные атомы кислорода (озон). Фотохимические смоги впервые были обнаружены в 1940-х годах в Лос-Анджелесе. Они приводят к раздражению слизистых оболочек глаз и носоглотки у людей, а также гибели растительности и порче резиновых изделий[21][22].

Примечания

  1. ↑ 1,00 1,01 1,02 1,03 1,04 1,05 1,06 1,07 1,08 1,09 1,10 1,11 1,12 1,13 1,14 1,15 1,16 1,17 1,18 1,19 1,20 1,21 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. ↑ 5,0 5,1 5,2 С. С. Колотов, Д. И. Менделеев. Озон // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
  6. ↑ 6,0 6,1 Получение озона и его определение. Дата обращения: 29 сентября 2014. Архивировано 6 октября 2014 года.
  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? Архивировано 1 июня 2006 года.
  10. ↑ Платина не окисляется озоном, но катализирует его разложение.
  11. ↑ Некрасов Б. В. Н48 Основы общей химии. В 2 томах. Том 1.4-е изд., стер.-СПб.: Издательство «Лань», 2003. — 656 с. — (Учебники для вузов, специальная литература).
  12. ↑ 12,0 12,1 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 44-49
  13. ↑ Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry». — 2005. — P. 439.
  14. ↑ Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry». — 2005. — P. 265
  15. ↑ Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 259, 269—270
  16. ↑ 16,0 16,1 Предельно допустимые концентрации (ПДК) загрязняющих веществ в атмосферном воздухе населённых мест. Гигиенические нормативы 2.1.6.1338-03 (недоступная ссылка). Дата обращения: 21 ноября 2012. Архивировано 3 декабря 2013 года.
  17. ↑ 17,0 17,1 Тышкевич Е. В. Озон — мирное оружие XXI века Архивная копия от 1 апреля 2009 на Wayback Machine [неавторитетный источник?]
  18. ↑ Questionable methods of cancer management: hydrogen peroxide and other 'hyperoxygenation' therapies Архивная копия от 7 июля 2010 на Wayback Machine, American Cancer Society
  19. ↑ Перспективные окислители. (недоступная ссылка). Дата обращения: 24 декабря 2009. Архивировано 3 ноября 2009 года.
  20. ↑ The Dynamics of Unsteady Detonation in Ozone. Дата обращения: 23 января 2015. Архивировано 16 января 2017 года.
  21. ↑ Фотохимический смог. Дата обращения: 5 мая 2022. Архивировано 3 января 2019 года.
  22. ↑ Погода, климат и воздух, которым мы дышим. Дата обращения: 5 мая 2022. Архивировано 22 октября 2021 года.

Литература

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3 (Мед-Пол). — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8.
  • 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

  • Озон — не всегда хорошо // Наука и жизнь : журнал. — 1992. — № 8. — С. 155.
Источник — https://xn--h1ajim.xn--p1ai/index.php?title=Озон&oldid=7108336