Для установки нажмите кнопочку Установить расширение. И это всё.

Исходный код расширения WIKI 2 регулярно проверяется специалистами Mozilla Foundation, Google и Apple. Вы также можете это сделать в любой момент.

4,5
Келли Слэйтон
Мои поздравления с отличным проектом... что за великолепная идея!
Александр Григорьевский
Я использую WIKI 2 каждый день
и почти забыл как выглядит оригинальная Википедия.
Что мы делаем. Каждая страница проходит через несколько сотен совершенствующих техник. Совершенно та же Википедия. Только лучше.
.
Лео
Ньютон
Яркие
Мягкие

Из Википедии — свободной энциклопедии

Озон
Изображение химической структуры
Изображение молекулярной модели
Общие
Систематическое
наименование
Трикислород
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]
Энергия ионизации 12,52 ± 0,01 эВ
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]
Давление пара 1 ± 1 атм
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
Классификация
Рег. номер CAS 10028-15-6
PubChem
Рег. номер EINECS 233-069-2
SMILES
InChI
RTECS RS8225000
ChEBI 25812
ChemSpider
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.
Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе

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]:

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:

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.

Озон повышает степень окисления оксидов:

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

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

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 и сероводорода:

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

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

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

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

Твёрдый перхлорат нитрония  (англ.) 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, температура кипения жидкого азота), атомарный водород взаимодействует с озоном с образованием гидропероксидного радикала с димеризацией последнего[12]:

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:

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

NaO3 и LiO<sub>3</sub> могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или Li+[14]:

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

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:

В кислых средах окисление марганца может идти до перманганата.

Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:

Озон может полностью разлагать мочевину[15] :

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

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]:

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

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 3648 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

Распределение озона по высоте
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 диоксидов 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 раздражение слизистых оболочек глаз и носоглотки у людей, а также гибели растительности и порче резиновых изделий[21][22].

Примечания

  1. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 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. 1 2 3 С. С. Колотов, Д. И. Менделеев. Озон // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
  6. 1 2 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. 1 2 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. 1 2 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. 1 2 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
  22. Погода, климат и воздух, которым мы дышим

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

Эта страница в последний раз была отредактирована 5 мая 2022 в 10:19.
Как только страница обновилась в Википедии она обновляется в Вики 2.
Обычно почти сразу, изредка в течении часа.
Основа этой страницы находится в Википедии. Текст доступен по лицензии CC BY-SA 3.0 Unported License. Нетекстовые медиаданные доступны под собственными лицензиями. Wikipedia® — зарегистрированный товарный знак организации Wikimedia Foundation, Inc. WIKI 2 является независимой компанией и не аффилирована с Фондом Викимедиа (Wikimedia Foundation).