Озон

Шаблон:Другие значения Шаблон:Карточка{{#invoke:check for unknown parameters|check |unknown= |ignoreblank= |preview= |showblankpositional= |CAS|ChEBI|ChemSpiderID|ECB|EINECS|H-фразы|InChI|InChIKey|NFPA 704|P-фразы|PubChem|R-фразы|RTECS|S-фразы|SMILES|nocat|Кодекс Алиментариус|ЛД50|ООН|ПДК|СГС|большие схемы|вещество1|вещество2|вещество3|вещество4|внешний вид|вращение|гибридизация|давление пара|диапазон прозрачности|динамическая вязкость|дипольный момент|заголовок|изображение|изображение слева|изображение справа|изображение2|изоэлектрическая точка|интервал трансформации|картинка|картинка малая|картинка2|картинка3D|картинка 3D|картинка3D2|кинематическая вязкость|конст. диссоц. кислоты|константа В. дер В.|координационная геометрия|коэфф. электр. сопротив.|кристаллическая структура|критическая плотность|критическая темп.|критическая точка|критическое давление|молярная концентрация|молярная масса|наименование|описание изображений слева и справа|описание изображения|описание изображения слева|описание изображения справа|описание изображения2|описание картинки|описание картинки2|описание картинки3D|описание картинки3D2|описание малой картинки|от. диэлектр. прониц.|плотность|поверхностное натяжение|показатель преломления|предел прочности|пределы взрываемости|примеси|проводимость|растворимость|растворимость1|растворимость2|растворимость3|растворимость4|рац. формула|сигнальное слово|скорость звука|сокращения|состояние|твёрдость|темп. воспламенения|темп. вспышки|темп. кипения|темп. кипения пр.|темп. плавления|темп. разложения|темп. самовоспламенения|темп. стеклования|темп. сублимации|температура размягчения|тепловое расширение|теплопроводность|теплоёмкость|теплоёмкость2|токсичность|традиционные названия|тройная точка|угол Брюстера|уд. электр. сопротивление|удельная теплота парообразования|удельная теплота плавления|фазовые переходы|хим. имя|хим. формула|ширина изображения|ширина изображения2|энергия ионизации|энтальпия кипения|энтальпия образования|энтальпия плавления|энтальпия растворения|энтальпия сгорания|энтальпия сублимации|ЕС|удельная теплота парообразования2|удельная теплота плавления2|Номер UN|эмпирическая формула|теплота парообразования|энтальпия раствородия|тепловое расширодие}}

Озон (от Шаблон:Lang-grc — пахну) — аллотропная модификация кислорода, состоящая из трёхатомных молекул O₃. При нормальных условиях — светло-голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, серые, практически чёрные кристаллы. Обладает высокой химической активностью. В высоких концентрациях токсичен. Запах — резкий специфический.

Строение озона

Обе связи O—O в молекуле озона имеют одинаковую длину 1,278 Å. Угол между связями составляет 116,8°. 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.

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. 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:

${𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖪𝖨\mathsf{\to }{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖨}_{\mathrm{𝟤}}$

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.

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.

Физические свойства

• Молекулярная масса — 48 а. е. м.
• Плотность газа при нормальных условиях 2,1445 г/дм³. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху 1,62 (1,658).
• Плотность жидкости при −188 °C (85,2 К) составляет 1,59(7) г/см³.
• Плотность твёрдого озона при −195,7 °С (77,4 К) равна 1,73(2) г/см³.
• Температура кипения −111,8(3) °C (161,3 К). Жидкий озон — тёмно-фиолетового цвета.
• Температура плавления −197,2(2) °С (75,9 К). Приводимая иногда температура плавления −251,4 °C (21,7 К) ошибочна, так как при её определении не учитывалась большая способность озона к переохлаждению. По другим сведениям Шаблон:Math = −192,5(4) °С (80,6 К). В твёрдом состоянии — чёрного цвета с фиолетовым отблеском.
• Критическая температура −12,0 °С (261,1 К).
• Критическое давление 51,6 атм.
• Коэффициент диффузии (при 300 К, 1 атм) 0,157 см²/с.
• Теплота плавления 2,1 кДж/моль.
• Теплота испарения при температуре кипения в различных источниках указывается от 11,17 до 15,19 кДж/моль; при 90 К от 15,27 до 16,6 кДж/моль.
• Растворимость в воде при 0 °С — 0,394 кг/м³ (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом. Кажущаяся растворимость сильно зависит от чистоты воды, поскольку примеси катализируют распад озона.
• Жидкий озон смешивается во всех отношениях с жидкими аргоном, азотом, фтором, метаном, углекислотой, тетрахлоруглеродом. Смешивается с жидким кислородом во всех отношениях при температуре выше 93 К, ниже этой температуры раствор расслаивается на две фазы.
• Хорошо растворяется в фреонах, образуя стабильные растворы (используется для хранения и перевозки).
• Потенциал ионизации молекулы 12,52 эВ.
• 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 1:100 000.

Химические свойства

Образование озона проходит по обратимой реакции:

$\mathrm{𝟥}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟨}\mathrm{𝟪}𝗄𝖼𝖺𝗅/𝗆𝗈𝗅\mathsf{(}\mathrm{𝟤}\mathrm{𝟪}\mathrm{𝟧}𝗄𝖩/𝗆𝗈𝗅\mathsf{)}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}$

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 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 и иридия) до их высших степеней окисления (после некоторого поверхностного окисления довольно хорошо противостоят действию озона Ni, Cu, Sn). Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

$\mathrm{𝟤}𝖢{𝗎}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖢{𝗎}^{\mathrm{𝟥}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Озон повышает степень окисления оксидов:

$𝖭𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

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

$\mathrm{𝟤}𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }{𝖭}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟧}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

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

${𝖭}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }{𝖭}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием диоксида углерода:

$\mathrm{𝟤}𝖢\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

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

$\mathrm{𝟤}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟦}}𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

${𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

$𝖯𝖻𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖯𝖻𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

С помощью озона можно получить серную кислоту как из элементарной серы, так и из диоксида серы и сероводорода:

$𝖲\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}$

$\mathrm{𝟥}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}$

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

${𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

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

${𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖲\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

$\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}$

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

$\mathrm{𝟥}𝖲𝗇𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟨}𝖧𝖢𝗅\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟥}𝖲𝗇𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

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

${𝖨}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟨}𝖧𝖢𝗅{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖨\mathsf{(}𝖢𝗅{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Твёрдый Шаблон:Нп3 может быть получен реакцией газообразных NO₂, ClO₂ и O₃:

$\mathrm{𝟤}𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖢𝗅{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}𝖢𝗅{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Озон может участвовать в реакциях горения, при этом температуры горения выше, чем с двухатомным кислородом:

$\mathrm{𝟥}{𝖢}_{\mathrm{𝟦}}{𝖭}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟣}\mathrm{𝟤}𝖢𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖭}_{\mathrm{𝟤}}$

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:

$𝖧\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖧{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\cdot }\mathsf{+}𝖮$

$\mathrm{𝟤}𝖧{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\cdot }\mathsf{\to }{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

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:

$𝖪{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖪{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроксида калия:

$\mathrm{𝟤}𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}\mathrm{𝟧}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖪{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟧}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

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

$𝖢𝗌{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖭{𝖺}^{\mathsf{+}}\mathsf{\to }𝖢{𝗌}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}𝖭𝖺{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}$

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

$\mathrm{𝟥}𝖢𝖺\mathsf{+}\mathrm{𝟣}\mathrm{𝟢}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟩}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖢𝖺\mathsf{\cdot }\mathrm{𝟨}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖢𝖺\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖢𝖺\mathsf{(}𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟦}}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

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:

$\mathrm{𝟤}𝖥{𝖾}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{+}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟧}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖥𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\downarrow }\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖧}^{\mathsf{+}}$

$\mathrm{𝟤}𝖬{𝗇}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖬𝗇𝖮\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\downarrow }\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖧}^{\mathsf{+}}$

В кислых средах окисление марганца может идти до перманганата.

Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:

$𝖢{𝖭}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }𝖢𝖭{𝖮}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Озон может полностью разлагать мочевину :

$\mathsf{(}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}𝖢𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\to }{𝖭}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

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

Шаблон:Main Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора Шаблон:Итп

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:

$\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}𝖡𝖺{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟥}𝖡𝖺𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

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 опасно 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;
• среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,03 мг/м³;
• предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м³;
• минимальная смертельная концентрация (LD50) — 4,8 ppmШаблон:Нет АИ.

Порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/м³.

Озон эффективно уничтожает плесень, бактерии и вирусы.

Применение озона

Шаблон:Main 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 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.

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 техникиШаблон:Нет АИ.

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 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 (УИ) для водородных двигателей, по сравнению с озон-водородными. 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

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 диоксидом 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 атомарный кислород. Фотохимические смоги впервые были обнаружены в 1940-х годах в Лос-Анджелесе. Они приводят к раздражению слизистых оболочек глаз и носоглотки у людей, а также гибели растительности и порче резиновых изделий.

Литература

• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга

Ссылки

• Шаблон:Статья