Пређи на садржај

Озон

С Википедије, слободне енциклопедије
Уколико сте тражили друго хемијско једињење, погледајте чланак O3.
Уколико сте тражили кантон у Француској, погледајте чланак Кантон Озон.
Озон
Skeletal formula of ozone with partial charges shown
Ball and stick model of ozone
Ball and stick model of ozone
Spacefill model of ozone
Spacefill model of ozone
Називи
IUPAC назив
Трикисеоник
Други називи
2λ4-трикисеоник; катена-трикисеоник
Идентификација
3Д модел (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.030.051
EC број 233–069–2
Гмелин Референца 1101
MeSH Ozone
RTECS RS8225000
UNII
  • InChI=1S/O3/c1-3-2 ДаY
    Кључ: CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N ДаY
  • InChI=1/O3/c1-3-2
    Кључ: CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYAY
  • [O-][O+]=O
Својства
O3
Моларна маса 48,00 g·mol−1
Агрегатно стање Безбојан до бледоплавог гаса[3]
Мирис Опор[3]
Густина 2,144 mg cm−3 (на 0 °C)
Тачка топљења −192,2 °C; −313,9 °F; 81,0 K
Тачка кључања −112 °C; −170 °F; 161 K
1,05 g L−1 (на 0 °C)
Растворљивост у други растварачи Веома растворан у CCl4, сумпорној киселини
Напон паре 55,7 atm[4] (−1.215 °C (−2.155 °F; −942 K))
Магнетна сусцептибилност +6.7·10−6 cm³/mol
Индекс рефракције (nD) 1,2226 (течност), 1.00052 (гас, СТП, 546 nm)[5]
Структура
Кристалографска група C2v
Геометрија молекула Дијагоналан
Облик молекула (орбитале и хибридизација) Диедрални
Хибридизација sp2 за O1
Диполни момент 0,53 D
Термохемија
238,92 J K−1 mol−1
142,67 kJ mol−1
Опасности
ГХС пиктограми The environment pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The flame-over-circle pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The health hazard pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The corrosion pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The skull-and-crossbones pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)
ГХС сигналне речи Опасност
H270, H314, H318
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondКод запаљивости 0: Неће горети (нпр. вода)Health code 4: Very short exposure could cause death or major residual injury. E.g., VX gasReactivity code 4: Readily capable of detonation or explosive decomposition at normal temperatures and pressures. E.g., nitroglycerin
0
4
4
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC):
12,6 ppm (миш, 3 h)
50 ppm (човек, 30 мин)
36 ppm (зец, 3 h)
21 ppm (миш, 3 h)
21,8 ppm (пацов, 3 h)
24,8 ppm (заморац, 3 h)
4,8 ppm (пацов, 4 h)[6]
Границе изложености здравља у САД (NIOSH):
PEL (дозвољено)
 TWA 0,1 ppm (0,2 mg/m3)[3]
REL (препоручено)
 C 0,1 ppm (0,2 mg/m3)[3]
IDLH (тренутна опасност)
 5 ppm[3]
Сродна једињења
Сродна једињења
 Сумпор-диоксид
Трисумпор
Дисумпор моноксид
Циклични озон
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
ДаY верификуј (шта је ДаYНеН ?)
Референце инфокутије

Озон (O3) је троатомски молекул који се састоји од три атома кисеоника. Озон је алотропска модификација кисеоника која је много нестабилнија од уобичајеног двоатомског облика, O2. На стандардним условима озон је плавичасти гас који на температури испод -112 °C прелази у тамноплаву течност која даље испод -193 °C прелази у тамноплави 'лед'. O3 је општеприсутан у Земљиној атмосфери. Премда је количина озона у атмосфери релативно мала (максималне концентрације не прелазе 0,001%), његова важност за живот на Земљи је огромна. У Земљиној је атмосфери смјештен у стратосфери на висини од 20 до 50 km изнад површине Земље. Озон у горњим слојевима атмосфере спречава продор штетних ултраљубичастих зрака до површине Земље, а управо због тог зрачења и настаје од молекула кисеоника. Без стратосферског озона живот на Земљи не би био могућ.[7][8]

За разлику од озона у озонском омотачу, који је неопходан за живот на Земљи, озон при тлу је непожељан. У мањим количинама иритира очну слузницу, грло, нос и дисајне путеве, док у великим концентрацијама може бити смртоносан. Озон који настаје у нижим слојевима атмосфере или тропосферски озон саставни је део градскога смога. Тропосферски је озон у непосредном додиру са живим организмима. Лако реагује с другим молекулама, оштећује површинско ткиво биљака и животиња, па штетно делује на људско здравље (дисајне органе), биљне усеве и шуме. Због све већег промета, количина озона у тропосфери у сталном је порасту.

Слабо је растворан у води, док је у неполарним растварачима добро растворан. У великим концентрацијама је врло нестабилан. Озон је гас јаког мириса (осети се у ваздуху већ при запреминском уделу од 0,0001%). Озон је снажан оксидациони агенс што је у вези са његовом нестабилношћу при чему прелази у обичан двоатомски кисеоник: 2 O3 → 3 O2. Ова реакција се убрзава са порастом температуре и падом притиска. Озон може да настане из O2 електричним пражњењем у атмосфери или под утицајем високоенергијског електромагнетног зрачења. Бројни електрични уређаји могу да генеришу озон, посебно они који користе високи напон попут ласерских штампача, машина за фотокопирање или лучно заваривање. Сви електрични мотори који користе четкице стварају извесну количину озона мање више пропорционалну величини и снази мотора.

Озон је најјаче оксидацијско средство после флуора и врло је отрован. Служи за стерилизацију воде, операцијских, биоскопских и спортских дворана, те позоришта, затим у фармацеутској, козметичкој, штампарској индустрији, те индустрији папира, текстила и вештачких материјала.

Историја

[уреди | уреди извор]

Озон је пронашао 1840. године немачки хемичар Кристијан Фридрих Шенбајн који му је наденуо име по грчкој речи за мирис, οζω, озеин, због карактеристичног мириса.[9]

Својства

[уреди | уреди извор]

Озон је бледоплави гас, слабо растворљив у води, док је у неполарним растварачима добро растворан, као што су угљен тетрахлорид (CCl4) или флороугљеници, где ствара плави раствор. При температури од -112 °C формира тамноплаву течност, а при температурама нижим од -193 °C прелази у љубичасто-црну чврсту материју.[10]

Већина људи може осјетити мирис озона већ при концентрацији од 0,0001% (по запремини) у ваздуху, због врло оштрог мириса, који подсећа на варикину. Код изложености од 0,00001% до 0,0001%, ствара главобољу, иритира очну слузокожу, грло, нос и дисајне путеве. И мале количине озона у ваздуху уништавају природну гуму, пластике и делује штетно на дисајне путеве животиња.[11]

Озон је дијамагнетична материја, док је молекуларни кисеоник O2 парамагнетичан.

Структура

[уреди | уреди извор]

Захваљујући резултатима ротацијске спектроскопије, познато је да озон није планаран молекул, већ да наликује на молекул воде. Размак О – О везе је 127,2 pm. Угао O – O – O је 116,78°. Озон је поларни молекул, с диполним моментум од 0,53 D (дебаја). То је молекул који има једну једноструку и једну двоструку везу.[12][13]

Resonance Lewis structures of the ozone molecule

Хемијске реакције

[уреди | уреди извор]

Озон је врло снажан оксиданс, пуно јачи од O2. Нестабилан је код већих концентрација, распадајући се на двоатомни кисеоник (са временом полураспада од око пола сата при атмосферским условима):[14]

2 O3 → 3 O2

Тај се процес убрзава с повећањем температуре и притиска. Брзо изгарање озона може побудити искра, и јавља се код концентрације од 10% или више.[15]

Хемијске реакције с металима

[уреди | уреди извор]

Озон се оксидује с већином метала (осим злата, платине и иридијума), чиме се метали доводе на већи степен оксидације. На пример:

2 Cu+ + 2 H3O+ + O3 → 2 Cu2+ + 3 H2O + O2

Хемијске реакције с азотом и једињењима угљеника

[уреди | уреди извор]

Озон се оксидује са азотним оксидом и азот-диоксидом:

NO + O3 → NO2 + O2

Та реакција је повезана с појавом хемолуминисценције. NO2 се даље оксидује:

NO2 + O3 → NO3 + O2

NO3 даље реагује са NO2 и формира азот пентоксид N2O5.

Чврсти азот-диоксид перхлорат се може добити из гасова NO2, ClO2, и O3:

2 NO2 + 2 ClO2 + 2 O3 → 2 NO2ClO4 + O2

Озон не реагује са солима амонијака, али се оксидује амонијаком у амонијум нитрат:

2 NH3 + 4 O3 → NH4NO3 + 4 O2 + H2O

Озон реагује с угљеником, да би створио угљен-диоксид, чак и на собним температурама:

C + 2 O3 → CO2 + 2 O2

Хемијске реакције са једињењима сумпора

[уреди | уреди извор]

Озон оксидује сулфиде да би створио сулфате. На пример, олово(II) сулфид се оксидује у олово(II) сулфат:

PbS + 4 O3 → PbSO4 + 4 O2

Сумпорна киселина се може добити од озона, воде и елемената као што је сумпор или сумпор-диоксид:

S + H2O + O3 → H2SO4
3 SO2 + 3 H2O + O3 → 3 H2SO4

Са сумпорводоником, у гасовитој фази, озон ће створити сумпор-диоксид:

H2S + O3 → SO2 + H2O

Са сумпорводоником, у течној фази, две истовремене реакције се јављају, код једне се ствара сумпор, а код друге сумпорна киселина:

H2S + O3 → S + O2 + H2O
3 H2S + 4 O3 → 3 H2SO4

Хемијске реакције с осталим материја

[уреди | уреди извор]

Сва три атома кисеоника могу да реагују, као у реакцији калај(II) хлорида са хлороводоничном киселином и озоном:

3 SnCl2 + 6 HCl + O3 → 3 SnCl4 + 3 H2O

Јодов перхлорат се може добити растварањем јода у хладној перхлоратној киселини и с озоном:

I2 + 6 HClO4 + O3 → 2 I(ClO4)3 + 3 H2O

Изгарање

[уреди | уреди извор]

Озон се може користити за изгарање, будући да ствара више температуре од двоатомног кисеоника O2. Следећа реакција приказује изгарање угљениковог субнитрида, који ствара више температуре:

3C4N2 + 4 O3 → 12 CO + 3 N2

Озон може да реагује при врло ниским температурама, тако код −196 °C, атомски водоник реагује с течним озоном, стварајући водоников супероксид радикал:[16]

H + O3 → HO2 + O
2 HO2 → H2O4

Стварање озонида

[уреди | уреди извор]

Редукцијом озона ствара се анјон озонид O3–. Деривати тих анјона су експлозивни и морају се чувати на врло ниским температурама. Озониди свих алкалних метала су познати, као KO3, RbO3, и CsO3:

KO2 + O3 → KO3 + O2

Иако се KO3 може добити на горњи начин, он се такође може добити из калијум хидроксида и озона:

2 KOH + 5 O3 → 2 KO3 + 5 O2 + H2O

NaO3 и LiO3 се мора припремити деловањем CsO3 у течном NH3, на јоноизмењивачкој смоли, која садржи јоне Na+ или Li+:

CsO3 + Na+ → Cs+ + NaO3

Раствор калцијума у амонијаку реагује с озоном стварајући амонијак озонид, а не калцијум озонид:

3 Ca + 10 NH3 + 6 O3 → Ca·6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2 NH4O3 + 2 O2 + H2

Примена

[уреди | уреди извор]

Озон се може користити за уклањање мангана из воде, стварајући талог, који се може уклонити филтрирањем:

2 Mn2+ + 2 O3 + 4 H2O → 2 MnO(OH)2 (s) + 2 O2 + 4 H+

Слично томе озон може уклонити цијаниде, претварајући их у цијанате, који су знатно мањи отровни:

CN- + O3 → CNO- + O2

Озон може потпуно да растави уреу:[16]

(NH2)2CO + O3 → N2 + CO2 + 2 H2O

Озон разлаже алкене, чиме се добија карбонилна група:

A generalized scheme of ozonolysis
A generalized scheme of ozonolysis

Озон у Земљиној атмосфери

[уреди | уреди извор]
Расподела атмосферског озона у зависности од надморске висине, мерено са сателита Нимбус-7
Апсорпција УВ зрачења у озонским слоју
Озонска рупа изнад Антарктика 6. 9. 2000.

Добсонова јединица је јединица у којој се најчешће изражава количина озона у атмосфери. Количина озона у атмосфери изражена у DU једнака је укупној количини O3 која се налази у вертикалном стубу ваздуха који се протеже од тла до врха атмосфере. Када би се сав озон из вертикалног стуба довео на стандардне услове не мењајући при том величину базе стуба, стуб озона висок 0,01 mm био би једнак једном DU. Уобичајена количина озона у атмосфери је 300 DU.

Озонски омотач

[уреди | уреди извор]
Главни чланак: Чапманов озонски циклус

Највећа концентрација озона у атмосфери је у стратосфери и она се назива озонски омотач, а то је између 10 до 50 km изнад Земљине површине (стратосферски озон). Премда је количина озона у атмосфери релативно мала (максималне концентрације не прелазе 0,001%), његова важност за живот на Земљи је огромна. То је филтер за ултраљубичасто зрачење са Сунца, које има таласну дужину мању од 320 nm (УВБ и УВЦ). Осим озона ни један од преосталих састојака атмосфере не апсорбује УВ зрачење у распону од 240 до 290 nm. Кад би то зрачење дошло до Земљине површине, оштетило би генетски материјал (ДНК), а фотосинтеза, која је неопходна за биљни свет, била би онемогућена.

Озон у стратосфери настаје углавном деловањем ултраљубичастог зрачења са Сунца, које реагује с двоатомним кисеоником O2:

O2 + фотон (УВ зрачење < 240 nm) → 2 O
O + O2 + M → O3 + M

Озон се у истом циклусу распада реакцијом с једноатомним кисеоником O:

O3 + O → 2 O2

Задња реакција се одвија уз присуство катализатора, а то су присутни слободни радикали у атмосфери, од којих су најважнији хидроксил (OH), азотни оксид (NO), атомски хлор (Cl) и бром (Br). Средином седамдесетих година 20. века над Антарктиком је у озонском омотачу уочено велико смањење концентрације озона (озонске рупе) с обзиром на ранија раздобља. Хемичари атмосфере приписују то смањење људском деловању, односно људској емисији хлорофлуороугљеника (CFC, који су познати и под називом фреони). Највеће смањење (понегде чак до 99%) уочено је на висинама од 14-19 km над тлом. Како би спречила погубно деловање озонске рупе на живот на Земљи, међународна заједница улаже велике напоре да се емисија ЦФЦ сведе на минимум.

Тропосферски озон

[уреди | уреди извор]

Последњих деценија озон при тлу настаје фотохемијским реакцијама у урбаној атмосфери богатој азотним оксидима NO i NO2 (који се најчешће краће означавају са NOx). NOx, који су посебно активни у атмосферском циклусу озона, у атмосферу доспевају у већим количинама као последица људских активности (нарочито промета). Стога се у великим градовима с густим прометом, који обилују Сунчевим зрачењем, а налазе се у топлим и сувим климама (попут нпр. Рима, Токија, Атине и Лос Анђелеса), јавља загађење ваздуха познато под називом фотохемијски смог. У тако загађеној атмосфери уз O3 и NOx налазе се и органски нитрати, попут ПАН-а (пероксиацетил нитрат CH3C(O)OONO2), оксидирани угљеноводоници и тзв. фотохемијски аеросол, а над градом се због велике количине аеросола може видети жућкасто-смеђи облак, који је због свог честог појављивања над Атином добио име нефос (од грчке речи νεφοσ, што значи облак).[17]

Трајање тропосферског озона је отприлике 22 дана. Углавном се на крају таложи на тло, у облику хидроксилних (OH) једињења или пероксилних радикала (HO2). Постоје снажни докази да повећана концентрација озона на тлу доводи до смањених приноса у пољопривреди, јер озон утиче на процесе фотосинтезе и успорава целокупан раст биљака.[18][19][20]

Озонске пукотине

[уреди | уреди извор]

Озон напада полимере, који имају олефинске и двоструке везе у својој ланчаној структури, као што су природне и вештачке гуме. То изазива пукотине на њима, које с временом постају дуже и дубље. Решење је кориштење воска, који ствара заштитни слој преко гуме. Јавља се код старих аутомобилских гума, али и бртва и O – прстена. Гумене цеви за довод горива имају често тај проблем, посебно ако су у близини електричних уређаја, као што су једносмерни електромотори (колектор стално искри, те ствара озон).

Озон као стакленички гас

[уреди | уреди извор]

Иако је озон био присутан у близини тла и пре индустријске револуције, данас су пуно веће концентрације у ваздуху. То узрокује забринутост, јер у горњем делу тропосфере, озон делује као стакленички гас, упијајући део инфрацрвеног зрачења с површине Земље. Озон у тропосфери није једнолико распоређен, али процена Међувладиног панела о климатским променама говори да износи око 25% од укупног додатног зрачења што га остварује угљен-диоксид.[21][22][23]

Озон је пуно јачи стакленички гас од угљен-диоксида, али је у мањој концентрацији и траје пуно краће од њега. Због тога, озон нема велики утицај на глобално затопљење, али у неким подручјима с великом концентрацијом, ствара и 50% веће додатно зрачење од CO2.[24]

Види још

[уреди | уреди извор]

Референце

[уреди | уреди извор]
  1. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  2. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  3. ^ а б в г д NIOSH Џепни водич хемијских хазарда. „#0476”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH). 
  4. ^ Gas Encyclopedia; Ozone
  5. ^ Cuthbertson, Clive; Cuthbertson, Maude (1914). „On the Refraction and Dispersion of the Halogens, Halogen Acids, Ozone, Steam Oxides of Nitrogen, and Ammonia”. Philosophical Transactions of the Royal Society A. 213 (497–508): 1—26. Bibcode:1914RSPTA.213....1C. doi:10.1098/rsta.1914.0001. Приступљено 4. 2. 2016. 
  6. ^ „Ozone”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  7. ^ "Ozone - Good Up High Bad Nearby"
  8. ^ "Ground-level Ozone"
  9. ^ „Today in Science History”. Архивирано из оригинала 9. 5. 2006. г. Приступљено 10. 5. 2006. 
  10. ^ "Oxygen" [1] Архивирано на сајту Wayback Machine (14. фебруар 2008) 2006.
  11. ^ Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay Jr., Bruce E. Bursten, Julia R. Burdge: "Chemistry: The Central Science", 2003.,publisher = Pearson Education
  12. ^ Tanaka Takehiko, Morino Yonezo: "Coriolis interaction and anharmonic potential function of ozone from the microwave spectra in the excited vibrational states", journal = Journal of Molecular Spectroscopy, 1970.
  13. ^ Mack Kenneth M., Muenter J. S.: "Stark and Zeeman properties of ozone from molecular beam spectroscopy", journal = Journal of Chemical Physics, 1977.
  14. ^ [2] Архивирано на сајту Wayback Machine (1. јун 2006) "Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion?" Goddard Space Flight Center, National Aeronautics and Space Administration, 2008.
  15. ^ [url=http://www.iitk.ac.in/che/jpg/papersb/full%20papers/K-106.pdf%7Cdoi=10.1016/j.jlp.2005.07.020[мртва веза] Explosion properties of highly concentrated ozone gas], 2005., Koike K., Nifuku M., Izumi K., Nakamura S., Fujiwara S., Horiguchi S., journal=Journal of Loss Prevention in the Process Industries
  16. ^ а б "Ozone" Horvath M., Bilitzky L., Huttner J., 1985.
  17. ^ WHO-Europe reports: [3] Архивирано на сајту Wayback Machine (9. септембар 2005) "Health Aspects of Air Pollution", 2003.
  18. ^ Stevenson: [4] Архивирано на сајту Wayback Machine (4. новембар 2011) "Multimodel ensemble simulations of present-day and near-future tropospheric ozone", publisher=American Geophysical Union, 2006.
  19. ^ [5] "Rising Ozone Levels Pose Challenge to U.S. Soybean Production, Scientists Say", publisher=NASA Earth Observatory, 2006.
  20. ^ Mutters Randall [6] Архивирано на сајту Wayback Machine (17. фебруар 2004) "Statewide Potential Crop Yield Losses From Ozone Exposure", publisher=California Air Resources Board, 2006.
  21. ^ [7] Архивирано на сајту Wayback Machine (24. август 2006) "Tropospheric Ozone in EU - The consolidated report", publisher=European Environmental Agency, 2006.
  22. ^ "Atmospheric Chemistry and Greenhouse Gases", [8] Архивирано на сајту Wayback Machine (10. јул 2006) publisher=Intergovernmental Panel on Climate Change, 2006.
  23. ^ Change 2001[мртва веза] publisher=Intergovernmental Panel on Climate Change, 2006.
  24. ^ "Life Cycle Assessment Methodology Sufficient to Support Public Declarations and Claims, Committee Draft Standard, Version 2.1. Scientific Certification Systems", 2011.

Литература

[уреди | уреди извор]
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  • Series in Plasma Physics: Non-Equilibrium Air Plasmas at Atmospheric Pressure. Edited by K.H. Becker, U. Kogelschatz, K.H. Schoenbach, R.J. Barker; Bristol and Philadelphia. . Institute of Physics Publishing Ltd. ISBN 978-0-7503-0962-2. ; 2005
  • United States. Environmental Protection Agency. Risk and Benefits Group. (August 2014). Health Risk and Exposure Assessment for Ozone: Final Report.

Спољашње везе

[уреди | уреди извор]
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Озон&oldid=27842383”