Где применяется озон

Озон (от греч. ózo — пахну, пахнущий) — состоящая из трехатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — взрывчатый газ сине-голубого цвета с резким характерным запахом, в сжиженном состоянии темно-фиолетового цвета (цвет индиго), в твердом виде представляет собой кристаллы черного цвета с фиолетовым отблеском.

Присутствует в атмосфере, главным образом в озоновом слое, где он образуется из кислорода под действием ультрафиолетового излучения. Действует как фильтр и предотвращает попадание на поверхность Земли большей части вредного ультрафиолетового излучения, тем самым защищая от него растения и животных. Поэтому проблема образования озоновых дыр имеет особое значение.

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. Однако как новое вещество он описан не был, ван Марум считал, что образуется особая «электрическая материя».

Термин озон предложен немецким химиком X.Ф. Шёнбейном в 1840 году, вошел в словари в конце XIX века.

Физические свойства

• молекулярная масса: 47,998 а.е.м.;
• плотность газа при нормальных условиях: 2,1445 кг/м3. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху: 1,62 (1,658);
• плотность жидкости при −183°C: 1571 кг/м3;
• температура кипения: −111,9°C. Жидкий озон — темно-фиолетового цвета (цвет индиго);
• температура плавления: −197,2 ± 0,2°C (приводимая обычно −251,4°C ошибочна, так как при ее определении не учитывалась большая способность озона к переохлаждению). В твердом состоянии — черного цвета с фиолетовым отблеском;
• растворимость в воде при 0°C: 0,394 кг/м3 (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом;
• 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 + 68 ккал (285 кДж) ← → 2O3.

Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут 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°C) практически не разлагается.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления.

Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

2Cu2+(aq) + 2H3O+(aq) + O3(g) → 2Cu3+(aq) + 3H2O(l) + O2(g)

Озон повышает 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 нормальной температуре с образованием двуокиси углерода:

C + 2O3 → CO2 + 2O2

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

2NH3 + 4O3 → NH4NO3 + 4O2 + H2O

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

С помощью озона можно получить серную кислоту как из элементарной 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 взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:

H2S + O3 → SO2 + H2O

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

H2S + O3 → S + O2 + H2O

3H2S + 4O3 → 3H2SO4

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

I2 + 6HClO4 + O3 → 2I(ClO4)3 + 3H2O

Твердый нитрилперхлорат может быть получен реакцией газообразных NO2, ClO2 и O3:

2NO2 + 2ClO2 + 2O3 → 2NO2ClO4 + O2

Озон может участвовать в реакциях горения, при 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 взаимодействует с озоном с образованием супероксидного радикала с димеризацией последнего:

H + O3 → HO2 + O

2HO2 → H2O2 + O2

Озон может образовывать 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 соответствующих супероксидов:

KO2 + O3 → KO3 + O2

Озонид калия может быть получен и другим путем из гидроокиси калия:

2KOH + 5O3 → 2KO3 + 5O2 + H2O

NaO3 и LiO3 могут быть получены действием CsO3 в жидком аммиаке NH3 на ионообменные смолы, содержащие ионы Na+ или 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 использован 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 менее токсичные цианаты:

CN− + O3 → CNO− + O2

Озон может полностью разлагать мочевину:

(NH2)2CO + O3 → N2+ CO2 + 2H2O

Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным или третичным атомом углерода при низких температурах приводит к соответствующим гидротриоксидам.

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 может приводить к преждевременной смерти.

Наиболее опасное воздействие:

• на органы дыхания прямым раздражением и повреждением тканей;
• на холестерин в крови человека с образованием нерастворимых форм, приводящим к атеросклерозу.

Озон в Российской Федерации отнесен к первому, самому высокому классу опасности вредных веществ.

Нормативы по озону:

• максимальная разовая предельно допустимая концентрация (ПДК м.р.) в атмосферном воздухе населенных мест 0,16 мг/м3;
• среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населенных мест 0,03 мг/м3;
• предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м3.

При этом порог человеческого обоняния приближенно равен 0,01 мг/м3.

Озон эффективно убивает плесень и бактерии.

Образование 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 жестким 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 реакциями пентафторида висмута и некоторых сильных окислителей с водой.

Области применения озона

Применение озона обусловлено его свойствами:

1. сильного окисляющего агента:

• для стерилизации изделий медицинского назначения;
• при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике;
• для отбеливания бумаги;
• для очистки масел.

2. сильного дезинфицирующего средства:

• для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование);
• для дезинфекции помещений и одежды;
• для озонирования инфузионных растворов применяемых в медицине, как для внутривенного, так и для контактного применения.

Одним из существенных достоинств озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие токсинов после обработки, тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества токсинов и ядов, например, диоксина.

Применение жидкого озона

Давно рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и вместе с тем экологически чистого окислителя в ракетной технике. 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 больший удельный вес, чем у жидкого кислорода (1,35 и 1,14 соответственно), а его температура кипения выше (−112° и −183°C соответственно), поэтому в этом отношении преимущество в качестве окислителя в ракетной технике больше у жидкого озона. Однако препятствием к этому является химическая неустойчивость и взрывоопасность жидкого озона. При взрыве возникает движущаяся с огромной скоростью — по некоторым данным более 200 км/сек — детонационная волна и развивается разрушающее детонационное давление более 4000 атм., что делает применение жидкого озона невозможным при нынешнем уровне техники.