Gfrktyl

Озон
Общие
Систематическое наименование	Трикислород
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]
Энергия ионизации	12,52 ± 0,01 эВ[3]
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 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 (ж., 90,1 К) 2,5·10−3 К−1 (ж., 161 К)[1]
Давление пара	1 ± 1 атм[3]
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	[O-][O+]=O
InChI	1S/O3/c1-3-2 CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N
RTECS	RS8225000
ChEBI	25812
ChemSpider	23208
Безопасность
ЛД50	4,8 ppm
Токсичность	сильнодействующий яд, обладающий раздражающим, канцерогенным и мутагенным действием
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 4 4 OX
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Озо́н (от др.-греч. ὄζω — пахну) — состоящая из трёхатомных молекул O₃аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой ядовитый 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°^[4]. 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^[5].

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^[6]. 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^[6]:

O3+H2O+2KI→O2+2KOH+I2{displaystyle {mathsf {O_{3}+H_{2}O+2KIrightarrow O_{2}+2KOH+I_{2}}}}

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^[7].

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^[6].

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^[8]).


• Плотность жидкости при −188 °C (85,2 К) составляет 1,59(7) г/см³^[1].


• Плотность твёрдого озона при −195,7 °С (77,4 К) равна 1,73(2) г/см^3[1].


• 
  Температура кипения −111,8(3) °C (161,3 К)^[1]. Жидкий озон — тёмно-фиолетового цвета.


• 
  Температура плавления −197,2(2) °С (75,9 К) Приводимая иногда т.пл. −251,4 °C (21,7 К) ошибочна, так как при её определении не учитывалась большая способность озона к переохлаждению^[9]. По другим сведениям^[1]Tпл = −192,5(4) °С (80,6 К). В твёрдом состоянии — чёрного цвета с фиолетовым отблеском.


• 
  Критическая температура −12,0 °С (261,1 К)^[1].


• 
  Критическое давление 51,6 атм^[1].


• 
  Коэффициент диффузии (при 300 К, 1 атм) 0,157 см²/с^[1].


• 
  Теплота плавления 2,1 кДж/моль^[1].


• 
  Теплота испарения при температуре кипения в различных источниках указывается от 11,17 до 15,19 кДж/моль^[1]; при 90 К от 15,27 до 16,6 кДж/моль^[1].


• 
  Растворимость в воде при 0 °С — 0,394 кг/м³ (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом. Кажущаяся растворимость сильно зависит от чистоты воды, поскольку примеси катализируют распад озона.


• Жидкий озон смешивается во всех отношениях с жидкими аргоном, азотом, фтором, метаном, углекислотой, тетрахлоруглеродом. Смешивается с жидким кислородом во всех отношениях при температуре выше 93 К, ниже этой температуры раствор расслаивается на две фазы^[1].


• Хорошо растворяется в фреонах, образуя стабильные растворы (используется для хранения и перевозки).


• 
  Потенциал ионизации молекулы 12,52 эВ^[1].


• 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 |

Образование озона проходит по обратимой реакции:

3O2+68kcal/mol(285kJ/mol)→2O3{displaystyle {mathsf {3O_{2}+68kcal/mol(285kJ/mol)rightarrow 2O_{3}}}}

Молекула О₃ неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут^[10] 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^[11] и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

2Cu2++2H3O++O3→2Cu3++3H2O+O2{displaystyle {mathsf {2Cu^{2+}+2H_{3}O^{+}+O_{3}rightarrow 2Cu^{3+}+3H_{2}O+O_{2}}}}

Озон повышает степень окисления оксидов:

NO+O3→NO2+O2{displaystyle {mathsf {NO+O_{3}rightarrow NO_{2}+O_{2}}}}

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

2NO2+O3→N2O5+O2{displaystyle {mathsf {2NO_{2}+O_{3}rightarrow N_{2}O_{5}+O_{2}}}}

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

N2+O3→N2O+O2{displaystyle {mathsf {N_{2}+O_{3}rightarrow N_{2}O+O_{2}}}}

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

2C+2O3→2CO2+O2{displaystyle {mathsf {2C+2O_{3}rightarrow 2CO_{2}+O_{2}}}}

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

2NH3+4O3→NH4NO3+4O2+H2O{displaystyle {mathsf {2NH_{3}+4O_{3}rightarrow NH_{4}NO_{3}+4O_{2}+H_{2}O}}}

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

O3+H2→O2+H2O{displaystyle {mathsf {O_{3}+H_{2}rightarrow O_{2}+H_{2}O}}}

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

PbS+4O3→PbSO4+4O2{displaystyle {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 и сероводорода:

S+H2O+O3→H2SO4{displaystyle {mathsf {S+H_{2}O+O_{3}rightarrow H_{2}SO_{4}}}}

3SO2+3H2O+O3→3H2SO4{displaystyle {mathsf {3SO_{2}+3H_{2}O+O_{3}rightarrow 3H_{2}SO_{4}}}}

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

H2S+O3→SO2+H2O{displaystyle {mathsf {H_{2}S+O_{3}rightarrow SO_{2}+H_{2}O}}}

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

H2S+O3→S+O2+H2O{displaystyle {mathsf {H_{2}S+O_{3}rightarrow S+O_{2}+H_{2}O}}}

3H2S+4O3→3H2SO4{displaystyle {mathsf {3H_{2}S+4O_{3}rightarrow 3H_{2}SO_{4}}}}

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

3SnCl2+6HCl+O3→3SnCl4+3H2O{displaystyle {mathsf {3SnCl_{2}+6HCl+O_{3}rightarrow 3SnCl_{4}+3H_{2}O}}}

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

I2+6HClO4+O3→2I(ClO4)3+3H2O{displaystyle {mathsf {I_{2}+6HClO_{4}+O_{3}rightarrow 2I(ClO_{4})_{3}+3H_{2}O}}}

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

2NO2+2ClO2+2O3→2NO2ClO4+O2{displaystyle {mathsf {2NO_{2}+2ClO_{2}+2O_{3}rightarrow 2NO_{2}ClO_{4}+O_{2}}}}

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

3C4N2+4O3→12CO+3N2{displaystyle {mathsf {3C_{4}N_{2}+4O_{3}rightarrow 12CO+3N_{2}}}}

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]:

H+O3→HO2⋅+O{displaystyle {mathsf {H+O_{3}rightarrow HO_{2}cdot +O}}}

2HO2⋅→H2O2+O2{displaystyle {mathsf {2HO_{2}cdot rightarrow H_{2}O_{2}+O_{2}}}}

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:

KO2+O3→KO3+O2{displaystyle {mathsf {KO_{2}+O_{3}rightarrow KO_{3}+O_{2}}}}

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

2KOH+5O3→2KO3+5O2+H2O{displaystyle {mathsf {2KOH+5O_{3}rightarrow 2KO_{3}+5O_{2}+H_{2}O}}}

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

CsO3+Na+→Cs++NaO3{displaystyle {mathsf {CsO_{3}+Na^{+}rightarrow Cs^{+}+NaO_{3}}}}

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

3Ca+10NH3+7O3→Ca⋅6NH3+Ca(OH)2+Ca(NO3)2+2NH4O3+3O2+2H2O{displaystyle {mathsf {3Ca+10NH_{3}+7O_{3}rightarrow Cacdot 6NH_{3}+Ca(OH)_{2}+Ca(NO_{3})_{2}+2NH_{4}O_{3}+3O_{2}+2H_{2}O}}}

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:

2Fe2++O3+5H2O→2Fe(OH)3↓+O2+4H+{displaystyle {mathsf {2Fe^{2+}+O_{3}+5H_{2}Orightarrow 2Fe(OH)_{3}downarrow +O_{2}+4H^{+}}}}

2Mn2++2O3+4H2O→2MnO(OH)2↓+2O2+4H+{displaystyle {mathsf {2Mn^{2+}+2O_{3}+4H_{2}Orightarrow 2MnO(OH)_{2}downarrow +2O_{2}+4H^{+}}}}

В кислых средах окисление марганца может идти до перманганата.

Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:

CN−+O3→CNO−+O2{displaystyle {mathsf {CN^{-}+O_{3}rightarrow CNO^{-}+O_{2}}}}

Озон может полностью разлагать мочевину^[15] :

(NH2)2CO+O3→N2+CO2+2H2O{displaystyle {mathsf {(NH_{2})_{2}CO+O_{3}rightarrow N_{2}+CO_{2}+2H_{2}O}}}

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 охлаждённой концентрированной серной кислоты с пероксидом бария^[7]:

3H2SO4+3BaO2→3BaSO4+O3+3H2O{displaystyle {mathsf {3H_{2}SO_{4}+3BaO_{2}rightarrow 3BaSO_{4}+O_{3}+3H_{2}O}}}

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 является общетоксическим, раздражающим, канцерогенным и мутагенным, а также может приводить к преждевременной смерти^[16].

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^[17];


• среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,03 мг/м³^[17];


• предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м³.


• Минимальная смертельная концентрация (LC50) - 4,8 ppm
  

При этом, порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/м³^[18].

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).
  
  
  
  

Существенными достоинствами озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие^[18] 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^[19].

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 2485 дней]}.

Применение жидкого озона |

Давно рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и вместе с тем экологически чистого окислителя в ракетной технике^[20]. 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^[21]. 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 |

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 |

• Ионизирующее излучение

Примечания |

Литература |

• 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 — Химическая энциклопедия.


• Озон — не всегда хорошо // Наука и жизнь : журнал. — 1992. — № 8. — С. 155.