Що таке озон?

Озон (Від грец. oacute-zo - пахну, що пахне) - складається з триатомним молекул O₃ аллотропная модифікація кисню. При нормальних умовах - вибуховий газ синьо-блакитного кольору з різким характерним запахом, в зрідженому стані темно-фіолетового кольору (колір індиго), у твердому виді являє собою кристали чорного кольору з фіолетовим відблиском.

Присутній в атмосфері, головним чином в озоновому шарі, де він утворюється з кисню під дією ультрафіолетового випромінювання. Діє як фільтр і запобігає потраплянню на поверхню Землі більшої частини шкідливого ультрафіолетового випромінювання, тим самим захищаючи від нього рослини і тварин. Тому проблема освіти озонових дір має особливе значення.

Вперше озон виявив в 1785 році голландський фізик М. ван Марум за характерним запахом і окислювальним властивостям, які набуває повітря після пропускання через нього електричних іскор. Однак як нова речовина він описаний не був, ван Марум вважав, що утворюється особлива «електрична матерія».

Термін озон запропонований німецьким хіміком X.Ф. Шенбейн в 1840 році, увійшов в словники в кінці XIX століття.

Фізичні властивості

• молекулярна маса: 47,998 а.е.м .;
• щільність газу при нормальних умовах: 2,1445 кг / м³. Відносна щільність газу по кисню 1,5- по повітрю: 1,62 (1,658);
• щільність рідини при -183 ° C: 1571 кг / м³;
• температура кипіння: -111,9 ° C. Рідкий озон - темно-фіолетового кольору (колір індиго);
• температура плавлення: -197,2 ± 0,2 ° C (приводиться зазвичай -251,4 ° C помилкова, оскільки при її визначенні не враховувалася велика здатність озону до переохолодження). У твердому стані - чорного кольору з фіолетовим відблиском;
• розчинність у воді при 0 ° C: 0,394 кг / м³ (0,494 л / кг), вона в 10 разів вище в порівнянні з киснем;
• в газоподібному стані озон диамагнитен, в рідкому - слабопарамагнітен;
• запах - різкий, специфічний «металевий» (за Менделєєву - «запах раків»). При великих концентраціях нагадує запах хлору. Запах відчутний навіть при розведенні 1: 100000.

Хімічні властивості

Утворення озону проходить по оборотної реакції:

3O₂ + 68 ккал (285 кДж) larr- - 2O₃.

Молекула Про₃ нестійка і при достатніх концентраціях у повітрі за нормальних умов мимовільно за кілька десятків хвилин перетворюється на O₂ з виділенням тепла. Підвищення температури і зниження тиску збільшують швидкість переходу в двоатомних стан. При великих концентраціях перехід може носити вибуховий характер. Контакт озону навіть з малими кількостями органічних речовин, деяких металів або їх оксидів різко прискорює перетворення.

У присутності невеликих кількостей HNO₃ озон стабілізується, а в герметичних судинах зі скла, деяких пластмас або чистих металів озон при низьких температурах (-78 ° C) практично не розкладається.

Озон - потужний окислювач, набагато більш реакційноздатні, ніж двоатомний кисень. Окисляє майже всі метали (за винятком золота, платини і іридію) до їх вищих ступенів окислення.

Окисляє багато неметали. Продуктом реакції в основному є кисень.

2Cu²⁺_(Aq) + 2H₃O⁺_(Aq) + O_{3 (g)} - 2Cu³⁺_(Aq) + 3H₂O_(L) + O2_(G)

Озон підвищує ступінь окислення оксидів:

NO + O₃ - NO₂ + O₂

Ця реакція супроводжується хемілюмінесценції. Двоокис азоту може бути окислена до триокиси азоту:

NO₂ + O₃ - NO₃ + O₂

з утворенням азотного ангідриду N₂O₅:

NO₂ + NO₃ - N₂O₅

Озон реагує з вуглецем при нормальній температурі з утворенням двоокису вуглецю:

C + 2O₃ - CO₂ + 2O₂

Озон не реагує з амонієвими солями, але реагує з аміаком з утворенням нітрату амонію:

2NH₃ + 4O₃ - NH₄NO₃ + 4O₂ + H₂O

Озон реагує з сульфідами з утворенням сульфатів:

PbS + 4O₃ - PbSO₄ + 4O₂

За допомогою озону можна отримати сірчану кислоту як з елементарної сірки, так і з двоокису сірки:

S + H₂O + O₃ - H₂SO₄

3SO₂ + 3H₂O + O₃ - 3H₂SO₄

Всі три атома кисню в озоне можуть реагувати окремо в реакції хлориду олова з соляною кислотою і озоном:

3SnCl₂ + 6HCl + O₃ - 3SnCl₄ + 3H₂O

У газовій фазі озон взаємодіє з сірководнем з утворенням двоокису сірки:

H₂S + O₃ - SO₂ + H₂O

У водному розчині проходять дві конкуруючі реакції з сірководнем, одна з утворенням елементарної сірки, інша з утворенням сірчаної кислоти:

H₂S + O₃ - S + O₂ + H₂O

3H₂S + 4O₃ - 3H₂SO₄

Обробкою озоном розчину йоду в холодній безводній хлорним кислоті може бути отриманий перхлорат йоду (III):

I₂ + 6HClO₄ + O₃ - 2I (ClO₄)₃ + 3H₂O

Твердий нітрілперхлорат може бути отриманий реакцією газоподібних NO₂, ClO₂ і O₃:

2NO₂ + 2ClO₂ + 2O₃ - 2NO₂ClO₄ + O₂

Озон може брати участь у реакціях горіння, при цьому температури горіння вище, ніж з двоатомної киснем:

3C₄N₂ + 4O₃ - 12CO + 3N₂

Озон може реагувати при низьких температурах. При 77 K (-196 ° C), атомарний водень взаємодіє з озоном з утворенням супероксидного радикала з димеризации останнього:

H + O₃ - HO₂ + O

2HO₂ - H₂O₂ + O₂

Озон може утворювати озоніди, що містять аніон O₃^-. Ці сполуки вибухонебезпечні і можуть зберігатися при низьких температурах. Відомі озоніди всіх лужних металів. KO₃, RbO₃, і CsO₃ можуть бути отримані з відповідних супероксидів:

KO₂ + O₃ - KO₃ + O₂

Озоніди калію може бути отриманий і іншим шляхом з гідроокису калію:

2KOH + 5O₃ - 2KO₃ + 5O₂ + H₂O

NaO₃ і LiO₃ можуть бути отримані дією CsO₃ в рідкому аміаку NH₃ на іонообмінні смоли, що містять іони Na⁺ або Li⁺:

CsO₃ + Na⁺ - Cs⁺ + NaO₃

Обробка озоном розчину кальцію в аміаку приводить до утворення озоніди амонію, а не кальцію:

3Ca + 10NH₃ + 6O₃ - Camiddot-6NH₃ + Ca (OH)₂ + Ca (NO₃)₂ + 2NH₄O₃ + 2O₂ + H₂

Озон може бути використаний для видалення марганцю з води з утворенням осаду, який може бути видалений фільтруванням:

2Mn²⁺ + 2O₃ + 4H₂O - 2 MnO (OH)_{2 (s)} + 2O₂ + 4H⁺

Озон перетворює ціаніди у багато разів менш токсичні ціанати:

CN^- + O₃ - CNO^- + O₂

Озон може повністю розкладати сечовину:

(NH₂)₂CO + O₃ - N₂+ CO₂ + 2H₂O

Взаємодія озону з органічними сполуками з активованим або третинним атомом вуглецю при низьких температурах призводить до відповідних гідротріоксідам.

Біологічні властивості

Висока окислююча здатність озону і утворення в багатьох реакціях з його участю вільних радикалів кисню визначають його високу токсичність. Вплив озону на організм може призводити до передчасної смерті.

Найбільш небезпечне вплив:

• на органи дихання прямим подразненням і пошкодженням тканин;
• на холестерин в крові людини з утворенням нерозчинних форм, що призводить до атеросклерозу.

Озон в Російській Федерації віднесений до першого, найвищого класу небезпеки шкідливих речовин.

Нормативи по озону:

• максимальна разова гранично допустима концентрація (ГДК м.р.) в атмосферному повітрі населених місць 0,16 мг / м³;
• середньодобова гранично допустима концентрація (ГДК с.с.) в атмосферному повітрі населених місць 0,03 мг / м³;
• гранично допустима концентрація (ГДК) у повітрі робочої зони 0,1 мг / м³.

При цьому поріг людського нюху наближено дорівнює 0,01 мг / м³.

Озон ефективно вбиває цвіль і бактерії.

Утворення озону

Озон утворюється в багатьох процесах, що супроводжуються виділенням атомарного кисню, наприклад при розкладанні перекисів, окисленні фосфору і т.п.

У промисловості його отримують з повітря або кисню в озонаторах дією електричного розряду. Зріджується O₃ легше, ніж O₂, і тому їх легко поділити.

Озон для озонотерапії в медицині отримують тільки з чистого кисню. При опроміненні повітря жорстким ультрафіолетовим випромінюванням утворюється озон. Той же процес протікає у верхніх шарах атмосфери, де під дією сонячного випромінювання утворюється і підтримується озоновий шар.

У лабораторії озон можна отримати реакціями пентафторид вісмуту і деяких сильних окислювачів з водою.

Області застосування озону

Застосування озону зумовлене його властивостями:

1. сильного окисляє агента:

• для стерилізації виробів медичного призначення;
• при отриманні багатьох речовин в лабораторної та промислової практиці;
• для відбілювання паперу;
• для очищення олій.

2. сильного дезинфікуючого засобу:

• для очищення води і повітря від мікроорганізмів (озонування);
• для дезінфекції приміщень та одягу;
• для озонування інфузійних розчинів застосовуються в медицині, як для внутрішньовенного, так і для контактного застосування.

Одним з істотних переваг озонування, у порівнянні з хлоруванням, є відсутність токсинів після обробки, тоді як при хлоруванні можливе утворення суттєвої кількості токсинів і отрут, наприклад, діоксину.

Застосування рідкого озону

Давно розглядається застосування озону в якості високоенергетичного і разом з тим екологічно чистого окислювача в ракетній техніці. Загальна хімічна енергія, що звільняється при реакції згоряння за участю озону, більше, ніж для простого кисню приблизно на одну чверть (719 ккал / кг). Більше буде, відповідно, і питомий імпульс.

У рідкого озону більшу питому вагу, ніж у рідкого кисню (1,35 і 1,14 відповідно), а його температура кипіння вище (-112 ° і -183 ° C відповідно), тому в цьому відношенні перевагу в якості окислювача в ракетній техніці більше у рідкого озону. Однак перешкодою до цього є хімічна нестійкість і вибухонебезпечність рідкого озону. При вибуху виникає рухома з величезною швидкістю - за деякими даними більше 200 км / сек - детонационная хвиля і розвивається руйнівний детонационное тиск більше 4000 атм., Що робить застосування рідкого озону неможливим при нинішньому рівні техніки.