Ozon

Ozon

rozkład ładunku w cząsteczce
Nazewnictwo Nomenklatura systematyczna (IUPAC) tritlen, daw. trójtlen
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny	O3
Masa molowa	48,00 g/mol
Wygląd	bladoniebieski gaz; niebieskoczarna ciecz; fioletowoczarne ciało stałe[1]
Identyfikacja
Numer CAS	10028-15-6
PubChem	24823
InChI InChI=1S/O3/c1-3-2 InChIKey CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N
Właściwości Gęstość 1,962×10−3 g/cm³; gaz[2] Rozpuszczalność w wodzie 0,105 g/100 ml (0 °C) Temperatura topnienia −193 °C[2] Temperatura wrzenia −111,35 °C[2] Punkt krytyczny −12,1 °C[3]; 5,53 MPa[3]
Budowa Typ hybrydyzacji i VSEPR sp2 Moment dipolowy 0,53 D[4]
Niebezpieczeństwa Europejskie oznakowanie substancji oznakowanie ma znaczenie wyłącznie historyczne Na podstawie podanego źródła Silnie toksyczny (T+) Żrący (C) Utleniający (O) Numer RTECS RS8225000
Podobne związki
Podobne związki	dwutlenek siarki
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Ozon (stgr. ὄζον [ódzōn] – pachnący^[5]), tritlen lub trójtlen (O₃) – alotropowa odmiana tlenu składająca się z trójatomowych cząsteczek^[6].

Posiada silne własności aseptyczne i toksyczne, w związku z czym stosowany jest przy dezynfekcji wody. Naturalnie gromadzi się w stratosferze tworząc warstwę ozonową, która pochłania część promieniowania z zakresu nadfioletu o długości fali między 200 nm a 300 nm^[7] dochodzącego ze Słońca do Ziemi.

Budowa

Homoatomowa cząsteczka ozonu zbudowana jest z trzech atomów tlenu związanych wiązaniami o długości 1,28 Å pod kątem 116,8° w stanie gazowym^[8] oraz 117,9° w stanie stałym^[9]. Może występować w dwóch stanach elektronowych: trypletowym i singletowym. Pierwsza z tych form ma charakter dwurodnika^[10], druga zaś 1,3-dipola^[11]. Najprostszym modelem teoretycznym, pozwalającym jakościowo opisać strukturę elektronową ozonu jest przedstawienie go w formie dwóch struktur rezonansowych.

Właściwości chemiczne i fizyczne

W warunkach normalnych ozon jest niebieskim gazem^[6], o większej gęstości od powietrza^[12]. W temperaturze od −193 °C do −111 °C jest fioletową cieczą^[13]. Ozon tworzy się w momencie wyładowań elektrycznych^[6].

Powietrze po burzy ma zapach ozonu (powstaje w temperaturze łuku elektrycznego podczas uderzeń piorunów). W stanie wolnym występuje w atmosferze, powstaje w górnych warstwach atmosfery pod wpływem nadfioletu w wyniku rozpadu cząsteczek O₂ pod wpływem światła i dalszego łączenia się ich, według równań:

O₂ ^_hν_͕ 2O

O₂ + O → O₃

oraz zgodnie z reakcją^[14]

3O₂ → 2O₃

Jest gazem niepalnym, ma natomiast zdolność, podobnie, jak ditlen – O₂, podtrzymywać proces spalania. Dobrze rozpuszcza się w wodzie. Jest nietrwały termicznie i rozpada się stopniowo do tlenu już w temperaturze pokojowej. W stanie ciekłym ma skłonność do rozkładu wybuchowego przy kontakcie ze śladowymi ilościami substancji organicznych i reduktorów, a także w wyniku wszelkich gwałtownych zmian fizycznych, np. wstrząsu, raptownego ogrzania lub ochłodzenia itp. Zanotowano też wybuch zestalonego ozonu. Wybuchy ozonu są bardzo silne i prowadzą często do całkowitego zniszczenia aparatury nawet przy pracy z kilkoma gramami substancji^[9].

Jest silnym utleniaczem, zdolnym np. do utlenienia siarkowodoru do kwasu siarkowego^[15]:

3H₂S + 4O₃ → 3H₂SO₄

Historia

Ozon w 1840 roku odkrył i nazwał Christian Friedrich Schönbein^[6], jako pierwszy opisał też jego właściwości. W 1845 J.Ch.G. Marignac i A. de La Rive ustalili, że ozon jest odmianą tlenu^[6]. Wzór O₃ ustalony został w roku 1865 przez Jacques’a-Louisa Soreta. Pierwsze skroplenie ozonu w mieszaninie z tlenem opisali P. Hautefille i J. Chappuis w roku 1882. W roku 1887 Karol Olszewski opisał skroplenie ozonu za pomocą schłodzenia w ciekłym tlenie i oszacował jego temperaturę wrzenia na −106 °C, natomiast nie zdołał uzyskać ozonu w stanie krystalicznym. Stały ozon uzyskali E. H. Riesenfeld i G.-M. Schwab (1922) w wyniku bardzo powolnego schładzania w ciekłym wodorze (−253 °C), jednak określili oni błędną temperaturę topnienia −251 °C, którą w następnym roku skorygował na −194 °C G.-M. Schwab w swojej rozprawie doktorskiej. Współcześnie akceptowaną wartość −193 °C ustalili w roku 1954 Callaway Brown, Abraham W. Berger i Charles K. Hersh^[9].

Badania właściwości czystego ozonu w fazach skondensowanych są utrudnione ze względu na jego dużą niestabilność. Po silnych eksplozjach badacze zarzucali dalsze doświadczenia z tą substancją. Było tak np. w wypadku Karola Olszewskiego, który jako pierwszy opisał wybuch skroplonego ozonu^[9].

Zastosowania

Wykorzystywany jest do wyjaławiania wody pitnej (ozonowanie), pomieszczeń (szczególnie w szpitalach: lampa ozonowa), samochodów (szczególnie układów klimatyzacji), utleniania paliwa rakietowego, a także jako reagent w ozonolizie.

Ozon jest jednym z najskuteczniejszych znanych środków dezynfekcyjnych. Działanie bakteriobójcze wykazuje w stężeniu ok. 13 μg/dm³. Nie jest on jednak pozbawiony wad. Jako uboczne produkty ozonowania powstają aldehydy i ozonki. Ponadto wadą ozonu jest jego nietrwałość, a co za tym idzie, ryzyko wtórnego skażenia uprzednio zdezynfekowanej wody. Stąd konieczność dodatkowego chlorowania wody.

Typowy środek dezynfekcyjny do uzdatniania wody – chlor, podczas wstępnego procesu chlorowania wody z zawartymi w niej związkami organicznymi, powoduje powstawanie produktów ubocznych, które są umiarkowanie toksyczne dla ludzi, m.in. chloroform i chlorofenole. Trzeba jednak podkreślić, że substancje te tworzą się w bardzo małej ilości i ich szkodliwość jest znacznie mniejsza, niż składników wody nieuzdatnianej, jednak mogą wyraźnie obniżyć jej właściwości organoleptyczne.

Dla porównania, działanie bakteriobójcze ozonu jest około 50 razy skuteczniejsze i 3000 razy szybsze niż chloru^[16]. Ozon ma jednak stosunkowo krótki czas rozkładu, przez co ozonowana woda pozostaje aseptyczna przez krótki czas (tzn. nie można jej bezpiecznie przesyłać długimi rurociągami). Dlatego ozon nie może całkowicie wyeliminować chloru z procesu uzdatniania wody, jednakże może go w istotny sposób ograniczyć, w ilości niezbędnej do utrzymania w sterylności wszystkich nitek sieci wodociągowej po przejściu wody przez stację uzdatniania. Zabieg taki wyraźnie poprawia właściwości organoleptyczne spożywanej wody (brak wyczuwalnego zapachu i smaku chloru oraz mętnego zabarwienia).

Znaczenie biologiczne

W stratosferze w atmosferze ziemskiej znajduje się warstwa zwiększonej koncentracji ozonu, tzw. ozonosfera. Pochłania ona wysokoenergetyczną część promieniowania ultrafioletowego, które jest częścią promieniowania słonecznego. Warstwa ta ma istotne znaczenie ochronne dla życia na Ziemi, jako że wysokoenergetyczne promieniowanie ultrafioletowe uszkadza cząsteczki DNA i jest czynnikiem rakotwórczym. Jego pochłanianie polega na reakcji rozszczepienia cząsteczki ozonu na tlen i rodnik tlenowy, która jest odwróceniem reakcji syntezy ozonu.

Wiele czynników chłodniczych wprowadzonych przez ludzi w XX wieku, szczególnie freony, okazało się być substancjami zubożającymi warstwę ozonową. W latach 1980. odkryto przerzedzenie warstwy ozonowej ponad obszarami okołobiegunowymi, nazwane dziurą ozonową. Rozrost dziury ozonowej w związku z uwalnianiem tych substancji do środowiska sprawił, że podjęto międzynarodowe działania na rzecz ograniczenia ich stosowania.

Zupełnie inne znaczenie biologiczne ma ozon przygruntowy, który jest szkodliwy dla organizmów żywych.

Działanie toksyczne na organizm

Komunikat na temat stężenia ozonu w Katowicach

Ozon jest gazem drażniącym, powoduje uszkodzenie błon biologicznych przez reakcje rodnikowe z ich składnikami. Po dostaniu się do komórek może hamować działanie enzymów komórkowych, wstrzymując oddychanie wewnątrzkomórkowe. Pierwszymi objawami podrażnienia ozonem (obserwowanym w stężeniach 0,2 mg/m³) są kaszel, drapanie w gardle, senność i bóle głowy. W większych stężeniach może prowadzić do wzrostu ciśnienia tętniczego, przyspieszenia tętna i obrzęku płuc prowadzącego do zgonu (w stężeniach 9–20 mg/m³). Najwyższe dopuszczalne stężenie ozonu w miejscu pracy wynosi 0,1 mg/m³^[17] (według PN–Z–04007–2:1994 NDS wynosi 0,15 mg/m³^[18]).

Zobacz też

• ozonoliza
• potencjał niszczenia ozonu
• tetratlen

Przypisy

Bibliografia

• Mordecai B. Rubin. The history of ozone. The Schonbein period, 1839-1868. „Bull. Hist. Chem.”. 26 (1), s. 40–56, 2001. 
• Mordecai B. Rubin. The history of ozone. II. 1869-99. „Bull. Hist. Chem.”. 27 (2), s. 81–106, 2002. 
• Mordecai B. Rubin. The history of ozone. Part III. C. D. Harries and the Introduction of Ozone into Organic Chemistry. „Helv. Chim. Acta”. 86 (4), s. 930–940, 2003. DOI: 10.1002/hlca.200390111. 
• Mordecai B. Rubin. The history of ozone. IV. The isolation of pure ozone and determination of its physical properties. „Bull. Hist. Chem.”. 29 (2), s. 99–106, 2004.