Ózon | |||
---|---|---|---|
| |||
Tábornok | |||
Szisztematikus név |
Trioxigén | ||
Hagyományos nevek | Ózon | ||
Chem. képlet | O 3 | ||
Fizikai tulajdonságok | |||
Állapot | kék gáz | ||
Moláris tömeg | 47,998 g/ mol | ||
Sűrűség |
0,0021445 g/cm3 (gáz 0 °C-on); 1,59 (7) g/cm3 (folyadék 85,2 K-en); 1,73 (2) g/cm³ (szilárd anyag 77,4 K hőmérsékleten) [1] |
||
Felületi feszültség |
43,8 N/m (77,4 K); 38,4 N/m (90,2 K) [1] N/m |
||
Dinamikus viszkozitás |
4,17 mPa s (77,6 K); 1,56 (2) mPa s (90,2 K) [1] |
||
Ionizációs energia | 12,52 ± 0,01 eV | ||
Termikus tulajdonságok | |||
Hőfok | |||
• olvadás | -197,2 °C | ||
• forralás | -111,9 °C | ||
Kritikus pont | |||
• hőfok | −12,0 °C (261,1 K) [1] °C | ||
• nyomás | 54,6 atm. [egy] | ||
Mol. hőkapacitás | 85,354 − 0,2812 ( T − 90) (l., T -nél 90-160 K) [1] J/(mol K) | ||
Entalpia | |||
• oktatás | 144,457 (0 K-en, rel. O 2 ) [1] kJ/mol | ||
Coeff. hőm. kiterjesztések |
2,0 10 -3 K -1 (folyékony, 90,1 K) 2,5 10 -3 K -1 (folyékony, 161 K) [1] |
||
Gőznyomás | 1 ± 1 atm | ||
Kémiai tulajdonságok | |||
Oldhatóság | |||
• vízben | 1,06 g/l (0 °С-on) [2] | ||
A dielektromos állandó | 1,0019 (d), 4,79 (w) [1] | ||
Optikai tulajdonságok | |||
Törésmutató |
1,0533 (gáz, 480 nm) 1,0520 (gáz, 546 nm) 1,0502 (gáz, 671 nm) 1,2236 (folyadék, 535 nm) 1,2226 (folyadék, 589 nm) 1,2226 ( folyadék, 589 nm ) |
||
Szerkezet | |||
Dipólmomentum | 0,5337 D | ||
Osztályozás | |||
Reg. CAS szám | 10028-15-6 | ||
PubChem | 24823 | ||
Reg. EINECS szám | 233-069-2 | ||
MOSOLYOK | [O-][O+]=O | ||
InChI | InChI=1S/O3/c1-3-2CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N | ||
RTECS | RS8225000 | ||
CHEBI | 25812 | ||
ChemSpider | 23208 | ||
Biztonság | |||
LD 50 | 4,8 ppm _ | ||
GHS piktogramok | |||
NFPA 704 | 0 2 négyÖKÖR | ||
Az adatok standard körülményeken (25 °C, 100 kPa) alapulnak, hacsak nincs másképp jelezve. | |||
Médiafájlok a Wikimedia Commons oldalon |
Ózon ( más görög szóból ὄζω - szagok) - háromatomos O 3 molekulákból áll , az oxigén allotróp módosulata . Normál körülmények között - kék gáz . Az illata éles specifikus. Cseppfolyósításkor indigó folyadékká alakul . Szilárd formában sötétkék, szürke, majdnem fekete kristályok.
Az ózonmolekulában mindkét O-O kötés azonos 1,278 Å hosszúságú . A kötések közötti szög 116,8° [3] . A központi oxigénatom sp² -hibridizált , egyetlen elektronpárja van . Az egyes kötések sorrendje 1,5, a rezonáns szerkezetek az egyik atommal lokalizált egyszeres kötéssel, a másikkal kettős kötéssel vannak , és fordítva. A molekula poláris, az elektromos dipólusmomentum 0,5337 D [4] .
Az ózont először 1785 -ben M. van Marum holland fizikus fedezte fel a levegő jellegzetes szagának és oxidációs tulajdonságainak köszönhetően, amelyek az elektromos szikrák áthaladása után keletkeznek , valamint a higanyra gyakorolt hatásának köszönhetően normál hőmérsékleten. amely elveszti fényét és elkezd tapadni az üveghez [5] . Azonban nem írták le új anyagként ; van Marum úgy vélte, hogy egy speciális "elektromos anyag" képződik.
Az ózon kifejezést X. F. Schönbein német kémikus javasolta 1840 - ben a szaga miatt, és a 19. század végén került be a szótárakba. Sok forrás elsőbbséget ad neki az ózon 1839 -es felfedezésének . 1840-ben Schonbein kimutatta, hogy az ózon képes kiszorítani a jódot a kálium-jodidból [5] :
Ezt a reakciót az ózon kvalitatív meghatározására használják keményítő és kálium-jodid oldatának keverékével impregnált szűrőpapír segítségével (keményítő-jodid papír) - ózonban kék színűvé válik a felszabaduló jód keményítővel való kölcsönhatása miatt [6] .
A gáz térfogatának csökkenését az oxigén ózonná alakítása során 1860-ban Andrews és Tet kísérletileg bizonyították egy tiszta oxigénnel töltött nyomásmérővel ellátott üvegcsővel, amelybe platinavezetőket forrasztottak elektromos kisülés előidézésére. [5] .
Az ózon képződése reverzibilis reakcióval megy végbe:
Az O 3 molekula instabil, és normál körülmények között megfelelő koncentrációban a levegőben , hő felszabadulásával, néhány tíz perc alatt spontán átalakul O 2 -vé [9] . A hőmérséklet emelkedése és a nyomás csökkenése növeli a kétatomos állapotba való átmenet sebességét. Magas koncentrációban az átmenet robbanásveszélyes lehet . Az ózon érintkezése még kis mennyiségű szerves anyaggal, egyes fémekkel vagy azok oxidjaival is jelentősen felgyorsítja az átalakulást.
Kis mennyiségű salétromsav jelenlétében az ózon stabilizálódik, és az üvegből, egyes műanyagokból vagy tiszta fémekből készült hermetikus edényekben az ózon gyakorlatilag nem bomlik le alacsony hőmérsékleten (-78 °C).
Az ózon erős oxidálószer , sokkal reaktívabb, mint a kétatomos oxigén. Szinte az összes fémet (az arany , platina [10] és irídium kivételével ) a legmagasabb oxidációs fokig oxidálja (néhány felületi oxidáció után a Ni, Cu, Sn elég jól ellenáll az ózonnak) [11] . Sok nem fémet oxidál. A reakciótermék főként oxigén.
Az ózon növeli az oxidok oxidációs állapotát:
Ezt a reakciót kemilumineszcencia kíséri . A nitrogén-dioxid nitrogén-anhidriddé oxidálható:
Az ózon szobahőmérsékleten nem lép reakcióba a molekuláris nitrogénnel, de 295°C-on reagál vele:
Az ózon normál hőmérsékleten reagál a szénnel , szén-dioxidot képezve :
Az ózon nem lép reakcióba ammóniumsókkal, de reakcióba lép az ammóniával , és ammónium-nitrátot képez :
Az ózon a hidrogénnel reagálva vizet és oxigént képez:
Az ózon szulfidokkal reagál, szulfátokat képezve :
Az ózon segítségével kénsavat nyerhetünk mind az elemi kénből , mind a kén-dioxidból és a kénhidrogénből :
A gázfázisban az ózon hidrogén-szulfiddal reagál, és kén-dioxidot képez:
Vizes oldatban két egymással versengő reakció megy végbe hidrogén-szulfiddal, az egyik elemi kén, a másik pedig kénsav képződésével:
Az ózonban mindhárom oxigénatom egyenként reagálhat az ón-klorid sósavval és ózonnal való reakciójában :
Jód hideg vízmentes perklórsavban készült oldatának ózonnal történő kezelésével jód(III) -perklorátot kaphatunk :
Szilárd nitrónium-perklorátgáznemű NO 2 , ClO 2 és O 3 reakciójával állítható elő :
Az ózon részt vehet az égési reakciókban , ahol az égési hőmérséklet magasabb, mint a kétatomos oxigéné:
Az ózon alacsony hőmérsékleten kémiai reakciókba léphet. 77 K-en (-196 °C, a folyékony nitrogén forráspontja ) az atomos hidrogén kölcsönhatásba lép az ózonnal, és hidroperoxid-gyököt képez az utóbbi dimerizációjával [12] :
Az ózon O 3 − aniont tartalmazó szervetlen ózonidokat képezhet . Ezek a vegyületek robbanásveszélyesek, és csak alacsony hőmérsékleten tárolhatók. Az összes alkálifém (Franciaország kivételével) ózonidjai ismertek. A KO 3 , RbO 3 és CsO 3 a megfelelő szuperoxidokból nyerhető :
A kálium-ózonidot más módon is elő lehet állítani kálium-hidroxidból [13] :
A NaO 3 és a LiO 3 folyékony ammónia NH 3 oldatban lévő CsO 3 Na + vagy Li + ionokat tartalmazó ioncserélő gyantákon történő hatására nyerhető [14] :
A kalcium ammóniás oldatának ózonnal történő kezelése ammónium-ozonid képződéséhez vezet , nem kalciumhoz [12] :
Az ózon segítségével eltávolítható a vízből a vas és a mangán , így csapadék képződik ( vas(III) -hidroxid és mangán-dioxihidrát ), amely szűréssel elválasztható:
Savas környezetben a mangán oxidációja permanganáttá alakulhat .
Az ózon a mérgező cianidokat kevésbé veszélyes cianátokká alakítja :
Az ózon teljesen le tudja bontani a karbamidot [15] :
Az ózon kölcsönhatása aktív vagy tercier szénatomot tartalmazó szerves vegyületekkel alacsony hőmérsékleten a megfelelő hidrotrioxidok kialakulásához vezet . Az ózonnak telítetlen vegyületekkel szerves ózonidokká történő reakcióját szerves anyagok elemzésére használják.
Az ózon számos folyamatban képződik, amelyet atomi oxigén felszabadulása kísér, például peroxidok bomlása, foszfor oxidációja során stb.
Az iparban az ózonizátorokban lévő levegőből vagy oxigénből nyerik elektromos kisülés hatására. Az O 3 könnyebben cseppfolyósodik, mint az O 2 , ezért könnyen szétválasztható. Az ózont az ózonterápiához az orvostudományban csak tiszta oxigénből nyerik. Ha a levegőt kemény ultraibolya sugárzással sugározzák be , ózon képződik. Ugyanez a folyamat megy végbe a légkör felső rétegeiben is , ahol a napsugárzás hatására az ózonréteg kialakul és fennmarad .
A laboratóriumban az ózont lehűtött tömény kénsav és bárium-peroxid kölcsönhatásával lehet előállítani [6] :
Mérsékelt koncentrációban az ózon nem mérgező. Az ózon nagy oxidáló ereje és a részvételével számos reakcióban szabad oxigéngyökök képződése azonban meghatározza toxicitását (nagy koncentrációban). Az ózon túlzott expozíciója a szervezetben korai halálhoz vezethet.
A levegőben lévő magas ózonkoncentrációnak való kitettség legveszélyesebb:
Az Orosz Föderációban az ózon a káros anyagok első, legmagasabb veszélyességi osztálya. Ózon irányelvek:
Az emberi szaglás küszöbértéke körülbelül 0,01 mg/m³ [17] .
Az ózon hatékonyan pusztítja el a penészgombát , a baktériumokat és a vírusokat.
Az ózon használata a következő tulajdonságoknak köszönhető:
Az ózonozás lényeges előnye a klórozáshoz képest, hogy a kezelt vízben (a formaldehid kivételével) nincsenek toxinok [17] (miközben a klórozás során jelentős mennyiségű szerves klórvegyület képződhet, amelyek közül sok mérgező, például dioxin ) és jobb, mint az oxigén, oldódik vízben.
Az ózonterapeuták szerint az emberi egészség jelentősen javul az ózonkezeléssel (helyileg, orálisan , intravénásan és extracorporalisan ), de egyetlen objektív klinikai vizsgálat sem igazolt kifejezett terápiás hatást. Ezenkívül az ózon gyógyszerként történő alkalmazásakor (főleg, ha közvetlenül a beteg vérének van kitéve) a rákkeltő és toxikus hatások bizonyított kockázata meghaladja az elméletileg lehetséges pozitív hatásokat, ezért szinte minden fejlett országban nem ismerik el az ózonterápiát gyógyszerként. módszer, és magánklinikákon történő alkalmazása csak a beteg tájékozott beleegyezésével lehetséges [18] .
A 21. században számos cég kezdett el úgynevezett háztartási ozonizátorokat gyártani, amelyeket helyiségek (pincék, vírusos betegségek utáni helyiségek, baktériumokkal és gombákkal szennyezett raktárak) fertőtlenítésére is terveztek, gyakran hallgattak a technika alkalmazásakor szükséges óvintézkedésekről. .
Az ózon nagy energiájú és egyben környezetbarát oxidálószerként való felhasználása a rakétatechnológiában régóta szóba került [19] . Az ózon részvételével zajló égési reakció során felszabaduló teljes kémiai energia körülbelül egynegyedével (719 kcal / kg) több, mint az egyszerű oxigén esetében. Több lesz, illetve a konkrét impulzus . A folyékony ózon sűrűsége nagyobb , mint a folyékony oxigéné (1,35 és 1,14 g/cm³), és forráspontja is magasabb (-112 °C, illetve -183 °C), ezért ebből a szempontból előnye, hogy oxidálószer a rakétatechnológiában, a folyékony ózon több. Akadályt jelent azonban a folyékony ózon kémiai instabilitása és robbanékonysága O-ra és O 2 -re bomlásával, amely során körülbelül 2 km/s sebességgel mozgó detonációs hullám keletkezik és 3 10 7 din feletti pusztító robbanási nyomás. / cm² (3 MPa) alakul ki, ami a technológia jelenlegi szintjén lehetetlenné teszi a folyékony ózon használatát, kivéve a stabil oxigén-ózon keverékek (24% ózonig) alkalmazását. Az ilyen keverék előnye a hidrogénmotorok nagyobb fajlagos impulzusa is az ózon-hidrogén motorokhoz képest [20] . A mai napig az olyan rendkívül hatékony motorok, mint az RD-170 , RD-180 , RD-191 , valamint a gyorsuló vákuummotorok a határértékhez közeli paramétereket érték el felhasználói felület szempontjából, és a fajlagos impulzus növelése érdekében szükséges ahhoz, hogy lehetőséget találjunk az új típusú üzemanyagra való átállásra.
A folyékony ózont alacsony hőmérsékleten (folyékony nitrogénben) néha szerves szintézisben is használják a szén-szén kettős kötés finom megszakítására.
A légköri ( sztratoszférikus ) ózon a napsugárzásnak a légköri (O 2 ) oxigénre gyakorolt hatásának terméke. A troposzférikus ózon azonban olyan szennyező anyag, amely veszélyeztetheti az emberek és állatok egészségét, és károsíthatja a növényeket is.
A Catatumbo villámról úgy tartják, hogy ez a legnagyobb troposzférikus ózongenerátor a Földön.
Amikor a napfény kölcsönhatásba lép a nitrogén - dioxiddal és az autók kipufogógázaiból a légkörbe kerülő szénhidrogénekkel , fotokémiai szmog képződik . A nitrogén-dioxid a nap ultraibolya sugárzásának hatására lebomlik , nitrogén-oxidot és szabad oxigénatomokat (ózont) képezve. A fotokémiai szmogot először az 1940-es években fedezték fel Los Angelesben . Embereknél a szem és a nasopharynx nyálkahártyájának irritációjához, valamint a növényzet pusztulásához és a gumitermékek károsodásához vezetnek [21] [22] .
Szótárak és enciklopédiák |
| |||
---|---|---|---|---|
|