Озон

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[1].

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.

Вперше озон виявив у 1785 році голландський фізик Мартін ван Марум 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[2]. 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[2]:

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

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[3].

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[2].

• 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[4]).
• 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[5]. 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.

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[6] 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[7] 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 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):

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

Твердий перхлорат нітронію 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[8]:

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

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

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, RbO₃ і CsO₃ 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[9]:

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

NaO₃ і LiO₃ можуть бути отримані дією CsO₃ в рідкому аміаку NH₃ на іонообмінні смоли, що містять іони Na⁺ або Li⁺[10]:

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

Обробка озоном розчину кальцію в аміаку призводить до утворення озоніду амонію, а не кальцію[8]:

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

Озон може бути використаний для видалення заліза і марганцю з води з утворенням осаду (відповідно гідроксиду заліза(III) 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[11] :

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

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

В лабораторії озон можна одержати взаємодією охолодженої концентрованої сірчаної кислоти з пероксидом барію[3]:

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

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.

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

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[14].

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

Розподіл озону по висоті

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.

• Озонування

• 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.)

• ОЗОН //Фармацевтична енциклопедія