Озон (от греч. ózo — пахну, пахнущий) — состоящая из трехатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При обычных критериях — взрывчатый газ сине-голубого цвета с резким соответствующим запахом, в сжиженном состоянии фиолетового цвета (цвет индиго), в жестком виде представляет собой кристаллы темного цвета с фиолетовым бликом.
Находится в атмосфере, приемущественно в озоновом слое, где он появляется из кислорода под действием уф-излучения. Действует как фильтр и предутверждает попадание на поверхность Земли большей части вредного уф-излучения, тем защищая от него растения и животных. Потому неувязка образования озоновых дыр имеет особенное значение.
В первый раз озон нашел в 1785 году голландский физик М. ван Марум по соответствующему запаху и окислительным свойствам, которые приобретает воздух после пропускания через него электронных искр. Но как новое вещество он описан не был, ван Марум считал, что появляется особенная «электрическая материя».
Термин озон предложен германским химиком X.Ф. Шёнбейном в 1840 году, вошел в словари в конце XIX века.
Физические характеристики
Хим характеристики
Образование озона проходит по обратимой реакции:
3O2 + 68 ккал (285 кДж) ← — 2O3.
Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при обычных критериях самопроизвольно за немного 10-ов минут преобразуется в O2 с выделением тепла. Увеличение температуры и снижение давления наращивают скорость перехода в двухатомное состояние. При огромных концентрациях переход может носить взрывной нрав. Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, неких металлов либо их окислов резко ускоряет перевоплощение.
В присутствии маленьких количеств HNO3 озон стабилизируется, а в герметичных сосудах из стекла, неких пластмасс либо незапятнанных металлов озон при низких температурах (-78°C) фактически не разлагается.
Озон — мощнейший окислитель, гораздо более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет практически все металлы (кроме золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления.
Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в главном является кислород.
2Cu2+(aq) + 2H3O+(aq) + O3(g) — 2Cu3+(aq) + 3H2O(l) + O2(g)
Озон увеличивает степень окисления оксидов:
NO + O3 — NO2 + O2
Эта реакция сопровождается хемилюминесценцией. Двуокись азота может быть окислена до трехокиси азота:
NO2 + O3 — NO3 + O2
с образованием азотного ангидрида N2O5:
NO2 + NO3 — N2O5
Озон реагирует с углеродом при обычной температуре с образованием двуокиси углерода:
C + 2O3 — CO2 + 2O2
Озон не реагирует с аммониевыми солями, однако реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:
2NH3 + 4O3 — NH4NO3 + 4O2 + H2O
Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:
PbS + 4O3 — PbSO4 + 4O2
При помощи озона есть возможность получить серную кислоту как из простой серы, так и из двуокиси серы:
S + H2O + O3 — H2SO4
3SO2 + 3H2O + O3 — 3H2SO4
Все три атома кислорода в озоне могут реагировать по отдельности в реакции хлорида олова с соляной кислотой и озоном:
3SnCl2 + 6HCl + O3 — 3SnCl4 + 3H2O
В газовой фазе озон ведет взаимодействие с сероводородом с образованием двуокиси серы:
H2S + O3 — SO2 + H2O
В аква растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием простой серы, другая с образованием серной кислоты:
H2S + O3 — S + O2 + H2O
3H2S + 4O3 — 3H2SO4
Обработкой озоном раствора йода в прохладной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат йода (III):
I2 + 6HClO4 + O3 — 2I(ClO4)3 + 3H2O
Жесткий нитрилперхлорат может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:
2NO2 + 2ClO2 + 2O3 — 2NO2ClO4 + O2
Озон может участвовать в реакциях горения, при всем этом температуры горения выше, чем с двухатомным кислородом:
3C4N2 + 4O3 — 12CO + 3N2
Озон может реагировать при низких температурах. При 77 K (-196°C), атомарный водород ведет взаимодействие с озоном с образованием супероксидного радикала с димеризацией последнего:
H + O3 — HO2 + O
2HO2 — H2O2 + O2
Озон может создавать озониды, содержащие анион O3-. Эти соединения взрывоопасны и могут храниться при низких температурах. Известны озониды всех щелочных металлов. KO3, RbO3, и CsO3 могут быть получены из соответственных супероксидов:
KO2 + O3 — KO3 + O2
Озонид калия может быть получен и другим методом из гидроокиси калия:
2KOH + 5O3 — 2KO3 + 5O2 + H2O
NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в водянистом аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ либо Li+:
CsO3 + Na+ — Cs+ + NaO3
Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция:
3Ca + 10NH3 + 6O3 — Ca·6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 2O2 + H2
Озон может быть применен для удаления марганца из воды с образованием осадка, который может быть удален фильтрованием:
2Mn2+ + 2O3 + 4H2O — 2 MnO(OH)2(s) + 2O2 + 4H+
Озон превращает цианиды во много раз наименее ядовитые цианаты:
CN- + O3 — CNO- + O2
Озон может целиком разлагать мочевину:
(NH2)2CO + O3 — N2+ CO2 + 2H2O
Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным либо третичным атомом углерода при низких температурах приводит к подходящим гидротриоксидам.
Био характеристики
Высочайшая окисляющая способность озона и образование в почти всех реакциях с его ролью свободных радикалов кислорода определяют его высшую токсичность. Воздействие озона на организм может приводить к досрочной погибели.
Более опасное воздействие:
Озон в Русской Федерации отнесен к первому, самому высочайшему классу угрозы вредных веществ.
Нормативы по озону:
При всем этом порог людского чутья приближенно равен 0,01 мг/м3.
Озон отлично убивает плесень и бактерии.
Образование озона
Озон появляется в почти всех процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, к примеру при разложении перекисей, окислении фосфора и т.п.
В индустрии его получают из воздуха либо кислорода в озонаторах действием электронного разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и поэтому их нетрудно поделить.
Озон для озонотерапии в медицине получают только из незапятнанного кислорода. При облучении воздуха жестким уф-излучением появляется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения появляется и поддерживается озоновый слой.
В лаборатории озон есть возможность получить реакциями пентафторида висмута и неких сильных окислителей с водой.
Области внедрения озона
Применение озона обосновано его качествами:
1. сильного окисляющего агента:
2. сильного антисептического средства:
Одним из существенных плюсов озонирования, по сопоставлению с хлорированием, является отсутствие токсинов после обработки, тогда как при хлорировании может быть образование существенного количества токсинов и ядовитых веществ, к примеру, диоксина.
Применение водянистого озона
Издавна рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и совместно с тем экологически незапятнанного окислителя в ракетной технике. Общая хим энергия, освобождающаяся при реакции сгорания с ролью озона, больше, чем для обычного кислорода приблизительно на одну четверть (719 ккал/кг). Больше будет, соответственно, и удельный импульс.
У водянистого озона больший удельный вес, чем у водянистого кислорода (1,35 и 1,14 соответственно), а его температура кипения выше (-112° и -183°C соответственно), потому тут выгода в качестве окислителя в ракетной технике больше у водянистого озона. Но препятствием к этому является хим неустойчивость и взрывоопасность водянистого озона. При взрыве появляется передвигающаяся с большой скоростью — по неким данным более 200 км/сек — детонационная волна и развивается разрушающее детонационное давление более 4000 атм., что делает применение водянистого озона неосуществимым при сегодняшнем уровне техники.
Первоисточники:
Дополнительно на New-Best.com: