Озон — Вікіпедія

Озо́н (англ. ozone, нім. Ozon) — алотропна модифікація кисню (О₃). Газ блакитного кольору, має характерний запах "свіжості". Синтезується у верхніх шарах атмосфери та має велике значення для поглинання частини ультрафіолетового випромінювання. Є сильним окисником, отруйний для людини, у приземних шарах атмосфери, наряду з пилом^[en], оксидами азоту та сірки є забрудником повітря.^[1]

Загальна характеристика[ред. | ред. код]

В нижніх шарах атмосфери його вміст незначний. Найбільша його концентрація в стратосфері між висотами 10 і 40 км. Озон значно поглинає ультрафіолетове випромінювання з довжиною хвилі в інтервалі 200—300 нм.

Проста речовина, алотропна видозміна кисню. Назва походить від грецького слова «озеін», що означає «пахучий». Озон відкритий в 1840 р. Шенбейном. Хімічно-активний газ синього кольору з різким запахом, сильний окиснювач. При великих концентраціях розкладається з вибухом. Утворюється з кисню при електричному розряді (наприклад, під час грози). Основна маса озону знаходиться у верхньому шарі атмосфери — озоносфері, на висоті від 10 до 50 км із максимумом концентрації на висоті 20-25 км. Цей шар охороняє живі організми Землі від шкідливого впливу короткохвильової ультрафіолетової радіації Сонця (може викликати рак шкіри). Зараз під впливом різних агресивних факторів, як-от польоти космічних ракет, висотних літаків, викидання в атмосферу хлорфторвуглеців тощо, цей шар руйнується, що може негативно вплинути на жителів Землі. У багатьох країнах використання таких речовин, що входять у різні аерозолі, заборонено. Тим часом озоновому шару притаманна і властивість самовідновлення^[2].

Температура кипіння озону −112 °C; вага 1 л — 2,14 г. Утворює озоніди (сполуки лужних металів і амонію, які містять аніони О^–
₃). Легко розкладається (О₃ → О + О₂). Вміст у повітрі: влітку — до 7·10⁻⁶% об'ємних, взимку — 2·10⁻⁶%. Бактерицидний засіб. Є мутагеном. Гранично допустима концентрація у повітрі — 0,1-0,16 мг/м³.

Історія відкриття[ред. | ред. код]

Вперше озон виявив у 1785 році голландський фізик Мартін ван Марум^[ru] за характерним запахом і окислювальним властивостям, яких набуває повітря після пропускання через нього електричних іскор, а також за здатністю діяти на ртуть за звичайної температури, внаслідок чого вона втрачає свій блиск і починає прилипати до скла^[3]. Однак як нова речовина він описаний не був, ван Марум вважав, що утворюється особлива «електрична матерія».

Термін озон був запропонований німецьким хіміком К. Ф. Шенбейном у 1840 році за його пахучість, увійшов до словників наприкінці XIX століття. Багато джерел саме йому віддають пріоритет відкриття озону в 1839 році. У 1840 році Шенбейн показав здатність озону витісняти йод з йодиду калію^[3]:

${\displaystyle {\mathsf {O_{3}+H_{2}O+2KI\rightarrow O_{2}+2KOH+I_{2}}}}$

Цю реакцію використовують для якісного виявлення озону за допомогою фільтрувального паперу, просоченого сумішшю розчинів крохмалю і йодиду калію (йодокрахмального паперу) — він в озоні синіє завдяки взаємодії виділеного йоду з крохмалем^[4].

Факт зменшення об'єму газу при перетворенні кисню на озон експериментально довели в 1860 році Ендрюс і Тет за допомогою скляної трубки з манометром, наповненої киснем, з упаяними в неї платиновими провідниками для отримання електричного розряду^[3].

Фізичні властивості[ред. | ред. код]

• Молекулярна маса — 48 а.о.м.
• Густина газу за нормальних умов 2,1445 г/дм³. Відносна густина газу за киснем 1,5; за повітрям 1,62 (1,658^[5]).
• Густина рідини при -188 °C (85,2 К) становить 1,59(7) г/см³.
• Густина твердого озону при -195,7 °С (77,4 К) дорівнює 1,73(2) г/см³.
• Температура кипіння -111,8(3) °C (161,3 К). Рідкий озон — темно-фіолетового кольору.
• Температура плавлення -197,2(2) °С (75,9 К). Значення -251,4 °C (21,7 К), яке іноді наводять, є хибним, оскільки при його отриманні не враховувалася велика здатність озону до переохолодження^[6]. За іншими даними Tпл = −192,5(4) °С (80,6 К). У твердому стані чорного кольору з фіолетовим відблиском.
• Критична температура -12,0 °С (261,1 К).
• Критичний тиск 51,6 атм.
• Коефіцієнт дифузії (при 300 К, 1 атм) 0,157 см²/с.
• Теплота плавлення 2,1 кДж/моль.
• Теплота випаровування при температурі кипіння в різних джерелах вказується від 11,17 до 15,19 кДж/моль; при 90 К від 15,27 до 16,6 кДж/моль.
• Розчинність у воді при 0 °С — 0,394 кг/м³ (0,494 л/кг), вона в 10 разів вища в порівнянні з киснем. Позірна розчинність сильно залежить від чистоти води, оскільки домішки каталізують розпад озону.
• Рідкий озон змішується у всіх відношеннях з рідкими аргоном, азотом, фтором, метаном, вуглекислотою, тетрахлорвуглецем. Змішується з рідким киснем у всіх відношеннях за температури вище від 93 К, нижче від цієї температури розчин розшаровується на дві фази.
• Добре розчиняється у фреонах, утворюючи стабільні розчини (використовується для зберігання та перевезення).
• Потенціал іонізації молекули 12,52 еВ.
• В газоподібному стані озон діамагнітний, в рідкому — слабопарамагнітний.
• Запах різкий, специфічний «металевий» (за Менделєєвим — «запах раків»). За великих концентрацій нагадує запах хлору. Запах відчувається навіть при розведенні 1:100000.

Хімічні властивості[ред. | ред. код]

Утворення озону відбувається за оборотною реакцією:

${\displaystyle {\mathsf {3O_{2}+68kcal/mol(285kJ/mol)\rightarrow 2O_{3}}}}$

Молекула O₃ нестійка і за достатніх концентрацій у повітрі за нормальних умов мимовільно за кілька десятків хвилин^[7] перетворюється на O₂ з виділенням тепла. Підвищення температури і зниження тиску збільшують швидкість переходу в двоатомний стан. За великих концентрацій перехід може мати 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 посудинах зі скла, деяких пластмас або чистих металів озон за низьких температур (-78 °С) практично не розкладається.

Озон — потужний окислювач, набагато більш реакційноздатний, ніж двоатомний кисень. Окислює майже всі метали (за винятком золота, платини^[8] та іридію) до вищих ступенів окислення. Окиснює багато неметалів. Продуктом реакції в основному є кисень.

${\displaystyle {\mathsf {2Cu^{2+}+2H_{3}O^{+}+O_{3}\rightarrow 2Cu^{3+}+3H_{2}O+O_{2}}}}$

Озон підвищує ступінь окислення оксидів:

${\displaystyle {\mathsf {NO+O_{3}\rightarrow NO_{2}+O_{2}}}}$

Ця реакція супроводжується хемілюмінесценцією. Діоксид азоту може бути окислений до азотного ангідриду:

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+O_{3}\rightarrow N_{2}O_{5}+O_{2}}}}$

Озон не реагує з молекулярним азотом за кімнатної температури, але при 295 °С вступає з ним у реакцію:

${\displaystyle {\mathsf {N_{2}+O_{3}\rightarrow N_{2}O+O_{2}}}}$

Озон реагує з вуглецем за нормальної температури з утворенням діоксиду вуглецю:

${\displaystyle {\mathsf {2C+2O_{3}\rightarrow 2CO_{2}+O_{2}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}+4O_{3}\rightarrow NH_{4}NO_{3}+4O_{2}+H_{2}O}}}$

Озон реагує з воднем з утворенням води і кисню:

${\displaystyle {\mathsf {O_{3}+H_{2}\rightarrow O_{2}+H_{2}O}}}$

Озон реагує з сульфідами з утворенням сульфатів:

${\displaystyle {\mathsf {PbS+4O_{3}\rightarrow PbSO_{4}+4O_{2}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {S+H_{2}O+O_{3}\rightarrow H_{2}SO_{4}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {3SO_{2}+3H_{2}O+O_{3}\rightarrow 3H_{2}SO_{4}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+O_{3}\rightarrow SO_{2}+H_{2}O}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+O_{3}\rightarrow S+O_{2}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {3H_{2}S+4O_{3}\rightarrow 3H_{2}SO_{4}}}}$

Всі три атоми кисню в озоні можуть реагувати окремо в реакції хлориду олова^[ru] з соляною кислотою і озоном:

${\displaystyle {\mathsf {3SnCl_{2}+6HCl+O_{3}\rightarrow 3SnCl_{4}+3H_{2}O}}}$

Обробкою озоном розчину йоду в холодній безводній хлорній кислоті може бути отриманий перхлорат йоду(III)^[ru]:

${\displaystyle {\mathsf {I_{2}+6HClO_{4}+O_{3}\rightarrow 2I(ClO_{4})_{3}+3H_{2}O}}}$

Твердий перхлорат нітронію^[en] може бути отриманий реакцією газоподібних NO₂, ClO₂ і O₃:

${\displaystyle {\mathsf {2NO_{2}+2ClO_{2}+2O_{3}\rightarrow 2NO_{2}ClO_{4}+O_{2}}}}$

Озон може брати участь у реакціях горіння, при цьому температури горіння вищі, ніж з двоатомним киснем:

${\displaystyle {\mathsf {3C_{4}N_{2}+4O_{3}\rightarrow 12CO+3N_{2}}}}$

Озон може вступати в хімічні реакції і за низьких температур. При 77 K (-196 °C, температура кипіння рідкого азоту), атомарний водень взаємодіє з озоном з утворенням гідропероксидного радикала з димеризацією останнього^[9]:

${\displaystyle {\mathsf {H+O_{3}\rightarrow HO_{2}\cdot +O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2HO_{2}\cdot \rightarrow H_{2}O_{2}+O_{2}}}}$

Озон може утворювати неорганічні озоніди, що містять аніон O₃⁻. Ці сполуки вибухонебезпечні і можуть зберігатися тільки за низьких температур. Відомі озоніди всіх лужних металів (крім францію). KO₃^[ru], RbO₃^[ru] і CsO₃^[ru] можуть бути отримані з відповідних супероксидів:

${\displaystyle {\mathsf {KO_{2}+O_{3}\rightarrow KO_{3}+O_{2}}}}$

Озонід калію може бути отриманий іншим шляхом з гідроксиду калію^[10]:

${\displaystyle {\mathsf {2KOH+5O_{3}\rightarrow 2KO_{3}+5O_{2}+H_{2}O}}}$

NaO₃ і LiO₃ можуть бути отримані дією CsO₃ в рідкому аміаку NH₃ на іонообмінні смоли, що містять іони Na⁺ або Li^+[11]:

${\displaystyle {\mathsf {CsO_{3}+Na^{+}\rightarrow Cs^{+}+NaO_{3}}}}$

Обробка озоном розчину кальцію в аміаку призводить до утворення озоніду амонію^[en], а не кальцію^[9]:

${\displaystyle {\mathsf {3Ca+10NH_{3}+7O_{3}\rightarrow Ca\cdot 6NH_{3}+Ca(OH)_{2}+Ca(NO_{3})_{2}+2NH_{4}O_{3}+3O_{2}+2H_{2}O}}}$

Озон може бути використаний для видалення заліза і марганцю з води з утворенням осаду (відповідно гідроксиду заліза(III)^[ru] і диоксигідрату марганцю), який може бути відокремлений фільтруванням:

${\displaystyle {\mathsf {2Fe^{2+}+O_{3}+5H_{2}O\rightarrow 2Fe(OH)_{3}\downarrow +O_{2}+4H^{+}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Mn^{2+}+2O_{3}+4H_{2}O\rightarrow 2MnO(OH)_{2}\downarrow +2O_{2}+4H^{+}}}}$

У кислих середовищах окислення марганцю може йти до перманганату.

Озон перетворює токсичні ціаніди в менш небезпечні ціанати:

${\displaystyle {\mathsf {CN^{-}+O_{3}\rightarrow CNO^{-}+O_{2}}}}$

Озон може повністю розкладати сечовину^[12]:

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{2})_{2}CO+O_{3}\rightarrow N_{2}+CO_{2}+2H_{2}O}}}$

Взаємодія озону з органічними сполуками з активованим чи третинним атомом вуглецю за низьких температур призводить до утворення відповідних гидротриоксидів^[ru].

Отримання озону[ред. | ред. код]

В лабораторії озон можна одержати взаємодією охолодженої концентрованої сірчаної кислоти з пероксидом барію^[4]:

${\displaystyle {\mathsf {3H_{2}SO_{4}+3BaO_{2}\rightarrow 3BaSO_{4}+O_{3}+3H_{2}O}}}$

Озон, як у промисловості, так і в лабораторії, виробляють з кисню за допомогою електричного розряду, в спеціальних приладах — озонаторах. Об'ємний вміст озону на виході із озонатора — 5-8 % при озонуванні кисню, 1-1,5 % при озонуванні повітря. Озон вищої концентрації (до 50 %) можна добути електролізом концентрованих розчинів HClO₄, H₃PO₄, H₂SO₄ на охолоджуваному аноді з Pt чи PbO₂.

Застосування озону[ред. | ред. код]

Використовується у хімічному синтезі, для стерилізації води, для дезінфекції й дезодорації повітря, вибілювання тканин, паперу, мінеральних масел тощо…

Медичне застосування[ред. | ред. код]

Застосування озону ґрунтується на його сильній окиснювальній дії і стерилізаційній дії. Під його впливом гинуть не лише бактерії, а й грибки та віруси. Дослідження властивостей озону також показали, що озон можна використовувати в медицині для лікування та профілактики багатьох захворювань. Цей метод називається озонотерапією.

Застосування рідкого озону[ред. | ред. код]

Давно розглядається застосування озону в якості високоенергетичного і разом з тим екологічно чистого окислювача в ракетній техніці^[13]. Загальна хімічна енергія, що вивільняється під час реакції згоряння за участі озону, більша, ніж для простого кисню, приблизно на одну чверть (719 ккал/кг). Більшим буде, відповідно, і питомий імпульс. У рідкого озону більша густина, ніж у рідкого кисню (1,35 і 1,14 г/см³ відповідно), а його температура кипіння вища (-112 °C і -183 °C відповідно), тому в цьому відношенні перевага в якості окислювача в ракетній техніці більша у рідкого озону. Однак перешкодою є хімічна нестійкість і вибухонебезпечність рідкого озону з розкладанням його на O і O₂, при якому виникає детонаційна хвиля, рухається зі швидкістю близько 2 км/с, і розвивається руйнівний детонаційний тиск більше 3·10⁷ дин/см² (3 МПа), що робить застосування рідкого озону неможливим при нинішньому рівні техніки, за винятком використання стійких кисень-озонових сумішей (до 24 % озону). Перевагою такої суміші також є більший питомий імпульс (ПІ) для водневих двигунів, порівняно з озон-водневими^[14]. На сьогоднішній день такі високоефективні двигуни, як РД-170, РД-180, РД-191, а також розгінні вакуумні двигуни вийшли з ПІ на близькі до граничних параметрів і для підвищення ПІ залишилося можливим перейти на нові види палива.

Біологічна дія[ред. | ред. код]

Серед біологічних ефектів озону перші місця займають біоцидна, а також бактеріо-, фунгі- і вірусоцидний ефекти, що призводить до втрати життєдіяльності бактеріальної клітини і здатності її до розмноження. Озон вбиває всі відомі види грам-позитивних та грам-негативних бактерій, синьогнійну паличку, всі ліпо- і гідрофільні віруси, в тому числі віруси гепатиту А, В, С, спори і вегетативні форми всіх відомих патогенних грибів та простіших, імуномодулююча дія озону проявляється в активації клітинного та гуморального імунітету.^{[джерело?]}

Протизапальний ефект озону ґрунтується на його можливості окислювати (розщепляти) арахідонову кислоту та її похідні — простагландини — біологічно активні речовини, які беруть участь в розвитку і підтримці запального процесу. Відновлення гомеостазу проявляється в стимуляції кровотворення, оптимізації метаболізму (біоенергетичні, біосинтетичні ефекти).

Доведено, що озон підсилює дію інших лікарських препаратів за рахунок того, що він покращує доступ ліків до клітин, за рахунок розпушення їхніх мембран.

Озон позитивно впливає на еритроцити, збільшує еластичність їхніх мембран, тим самим покращується прохідність останніх в спазмованих та звужених внаслідок хвороби судинах та капілярах. Це дає змогу більшій кількості еритроцитів проникнути в ті ділянки хворого організму, де є гіпоксія (недостатня кількість кисню), і збагатити її киснем. Озон також підвищує проникливість кліткових мембран для глюкози, і це знижує рівень цукру в кров'яному руслі за рахунок кращого надходження глюкози в тканини.

Шкідливість озону[ред. | ред. код]

Озон у верхніх шарах атмосфери дійсно захищає нас від згубного впливу ультрафіолетових променів, поглинаючи їх і значно знижуючи їх шкідливі властивості. Однак так званий приземний озон в нижніх шарах атмосфери дуже шкідливий, що й довели співробітники спеціалізованого дослідного центру Агентства з охорони навколишнього середовища США (U.S. Environmental Protection Agency — EPA).

Висока окислювальна здатність озону і утворення у багатьох реакціях за його участі вільних радикалів кисню визначають його високу токсичність. Вплив озону на організм є загальнотоксичним, подразнювальним, канцерогенним і мутагенним, а також може призводити до передчасної смерті^[15].

Найбільш небезпечний вплив високих концентрацій озону в повітрі на органи дихання прямим подразненням.

Озон в атмосфері[ред. | ред. код]

Атмосферний (стратосферний) озон є продуктом впливу сонячного випромінювання на атмосферний (О₂) кисень. Однак тропосферний озон є забруднювачем, який може загрожувати здоров'ю людей і тварин, а також пошкоджує рослини.

Вважається, що блискавки Кататумбо є найбільшим одиничним генератором тропосферного озону на Землі.

Див. також[ред. | ред. код]

• Озонування

Примітки[ред. | ред. код]

Література[ред. | ред. код]

• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2007. — Т. 2 : Л — Р. — 670 с. — ISBN 57740-0828-2.
• Озон // Химическая энциклопедия : в 5 т. / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Большая Рос. энцикл., 1992. — Т. 3 : Меди сульфиды — Полимерные красители. — Стб. 656. — Библиогр. в конце ст. — ISBN 5-85270-039-8.(рос.)

Посилання[ред. | ред. код]

• ОЗОН //Фармацевтична енциклопедія

Тематичні сайти Yleinen suomalainen ontologia · Zhihu Словники та енциклопедії Башкирська енциклопедія · Большая российская энциклопедия · Велика данська енциклопедія · Велика норвезька енциклопедія · Шведська національна енциклопедія · Энциклопедия Кругосвет · Britannica (11-th) · Cultureel Woordenboek · Cultureel Woordenboek · Encyclopædia Britannica · Internetowa encyklopedia PWN · Klexikon Довідкові видання Australian Broadcasting Corporation · KBpedia · UK Parliament thesaurus · WordNet · Nuovo soggettario · Французька Вікідія Нормативний контроль BNF: 11981162k · Freebase: /m/05phv · GND: 4173038-0 · J9U: 987007555722705171 · LCCN: sh85096391 · NDL: 00569010 · NKC: ph115638