Ozon to wiązanie chemiczne. Ozon to niebieski gaz. Właściwości i zastosowania gazu. Ozon w atmosferze

Tlen (O) znajduje się w okresie 1, grupie VI, w podgrupie głównej. element p. Elektroniczna Konfiguracja 1s22s22p4 . Liczba elektronów na poziomie zewnętrznym wynosi 6. Tlen może przyjąć 2 elektrony i, w rzadkich przypadkach, oddać. Wartościowość tlenu wynosi 2, stopień utlenienia -2.

Właściwości fizyczne: tlen ( O2 ) – gaz bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku; słabo rozpuszczalny w wodzie, nieco cięższy od powietrza. W temperaturze -183°C i 101,325 Pa tlen ulega skropleniu, uzyskując niebieskawy kolor. Struktura cząsteczki: Cząsteczka tlenu jest dwuatomowa, silna w normalnych warunkach i ma właściwości magnetyczne. Wiązanie w cząsteczce jest kowalencyjne i niepolarne. Tlen ma modyfikację alotropową - ozon(O3 ) – silniejszy utleniacz niż tlen.

Właściwości chemiczne: Przed ukończeniem poziomu energii tlen potrzebuje 2 elektronów, które przyjmuje na stopniu utlenienia -2, ale w połączeniu z fluorem tlen to ОF2 -2 i O2F2 -1. Ze względu na aktywność chemiczną tlen oddziałuje z prawie wszystkimi prostymi substancjami. Tworzy tlenki i nadtlenki z metalami:

Tlen reaguje nie tylko z platyną. W podwyższonych i wysokich temperaturach reaguje z wieloma niemetalami:

Tlen nie oddziałuje bezpośrednio z halogenami. Tlen reaguje z wieloma złożonymi substancjami:

Tlen charakteryzuje się reakcjami spalania:

Wiele substancji organicznych spala się w tlenie:

Po utlenieniu aldehydu octowego tlenem otrzymuje się kwas octowy:

Paragon: w laboratorium: 1) elektroliza wodnego roztworu zasady: w tym przypadku na katodzie wydziela się wodór, a na anodzie tlen; 2) rozkład soli Bertholleta po podgrzaniu: 2КlО3? 2Кl + 3О2?; 3) otrzymuje się bardzo czysty tlen: 2КМnO4?К2МnO4 + МnО2 + О2?.

Znalezienie w naturze: tlen stanowi 47,2% masy skorupy ziemskiej. W stanie wolnym zawarty jest w powietrzu atmosferycznym – 21%. Wchodzi w skład wielu naturalnych minerałów, ogromne ilości znajdują się w organizmach roślin i zwierząt. Naturalny tlen składa się z 3 izotopów: O(16), O(17), O(18).

Aplikacja: stosowane w przemyśle chemicznym, metalurgicznym i medycynie.

24. Ozon i jego właściwości

W stanie stałym tlen ma trzy modyfikacje: modyfikacje ?-, ?- i ?-. Ozon ( O3 ) – jedna z alotropowych modyfikacji tlenu . Struktura cząsteczki: ozon ma nieliniową strukturę molekularną z kątem między atomami wynoszącym 117°. Cząsteczka ozonu ma pewną polarność (pomimo atomów tego samego rodzaju, które tworzą cząsteczkę ozonu) i jest diamagnetyczna, ponieważ nie ma niesparowanych elektronów.

Właściwości fizyczne: ozon to błękitny gaz o charakterystycznym zapachu; masa cząsteczkowa = 48, temperatura topnienia (ciało stałe) = 192,7 °C, temperatura wrzenia = 111,9 °C. Ozon w postaci ciekłej i stałej jest materiałem wybuchowym, toksycznym i dobrze rozpuszczalnym w wodzie: w temperaturze 0°C w 100 objętościach wody rozpuszcza się do 49 objętości ozonu.

Właściwości chemiczne: Ozon jest silnym utleniaczem, utlenia wszystkie metale, w tym złoto - Au i platynę - Pt (oraz metale z grupy platynowców). Ozon działa na błyszczącą srebrną płytkę, która natychmiast pokrywa się czarnym nadtlenkiem srebra – Ag2O2; papier nasączony terpentyną zapala się, związki siarki metali utleniają się do soli kwasu siarkowego; wiele barwników ulega odbarwieniu; niszczy substancje organiczne – w tym przypadku cząsteczka ozonu oddziela jeden atom tlenu, a ozon zamienia się w zwykły tlen. A także większość niemetali przekształca niższe tlenki w wyższe i siarczki ich metali w ich siarczany:

Jodek potasu jest utleniany przez ozon do jodu cząsteczkowego:

Ale w przypadku nadtlenku wodoru H2O2 ozon działa jako środek redukujący:

Chemicznie cząsteczki ozonu są niestabilne – ozon może samoistnie rozkładać się na tlen cząsteczkowy:

Paragon: ozon powstaje w ozonizatorach w wyniku przepuszczania iskier elektrycznych przez tlen lub powietrze. Tworzenie ozonu z tlenu:

Ozon może powstawać podczas utleniania mokrego fosforu i substancji żywicznych. Determinant ozonu: w celu stwierdzenia obecności ozonu w powietrzu należy zanurzyć w powietrzu kartkę papieru namoczoną w roztworze jodku potasu i pasty skrobiowej - jeśli kartka zmieni kolor na niebieski, oznacza to, że w powietrzu znajduje się ozon. Znalezienie w naturze: W atmosferze ozon powstaje podczas wyładowań elektrycznych. Aplikacja: Będąc silnym utleniaczem, ozon niszczy różnego rodzaju bakterie, dlatego jest szeroko stosowany do oczyszczania wody i dezynfekcji powietrza, a także jest stosowany jako środek wybielający.

OZON O3 (z greckiego pachnący ozonem) to alotropowa modyfikacja tlenu, która może występować we wszystkich trzech stanach skupienia. Ozon jest związkiem niestabilnym i już w temperaturze pokojowej powoli rozkłada się na tlen cząsteczkowy, jednak ozon nie jest rodnikiem.

Właściwości fizyczne

Masa cząsteczkowa = 47,9982 g/mol. Ozon gazowy ma gęstość 2,144·10-3 g/cm3 przy ciśnieniu 1 atm i temperaturze 29°C.

Ozon jest substancją szczególną. Jest wyjątkowo niestabilny i wraz ze wzrostem stężenia łatwo zaburza proporcje według ogólnego schematu: 2O3 -> 3O2 W postaci gazowej ozon ma niebieskawe zabarwienie, zauważalne przy zawartości ozonu w powietrzu 15-20%.

Ozon w normalnych warunkach jest gazem o ostrym zapachu. Przy bardzo niskich stężeniach zapach ozonu jest odbierany jako przyjemnie świeży, lecz wraz ze wzrostem stężenia staje się nieprzyjemny. Zapach zmrożonego prania to zapach ozonu. Łatwo się do tego przyzwyczaić.

Jego główna ilość koncentruje się w tzw. „pasie ozonowym” na wysokości 15-30 km. Na powierzchni ziemi stężenie ozonu jest znacznie niższe i jest całkowicie bezpieczne dla istot żywych; istnieje nawet opinia, że ​​​​jego całkowity brak również negatywnie wpływa na wydajność danej osoby.

Przy stężeniach około 10 MAC ozon jest odczuwalny bardzo dobrze, jednak po kilku minutach uczucie znika prawie całkowicie. Należy o tym pamiętać podczas pracy z nim.

Jednak ozon zapewnia także zachowanie życia na Ziemi, ponieważ Warstwa ozonowa zatrzymuje najbardziej destrukcyjną część promieniowania ultrafioletowego Słońca o długości fali mniejszej niż 300 nm dla organizmów żywych i roślin i wraz z CO2 pochłania promieniowanie podczerwone Ziemi, zapobiegając jej wychłodzeniu.

Ozon jest lepiej rozpuszczalny w wodzie niż tlen. W wodzie ozon rozkłada się znacznie szybciej niż w fazie gazowej, a obecność zanieczyszczeń, zwłaszcza jonów metali, ma niezwykle duży wpływ na szybkość rozkładu.

Ryc. 1. Rozkład ozonu w różnych rodzajach wody w temperaturze 20°C (1 – bidestylat; 2 – destylat; 3 – woda kranowa; 4 – filtrowana woda jeziorna)

Ozon jest dobrze adsorbowany przez żel krzemionkowy i żel aluminiowy. Przy ciśnieniu cząstkowym ozonu, na przykład 20 mm Hg. Art., a w temperaturze 0°C żel krzemionkowy pochłania około 0,19% wagowych ozonu. W niskich temperaturach adsorpcja jest zauważalnie osłabiona. W stanie zaadsorbowanym ozon jest bardzo stabilny. Potencjał jonizacji ozonu wynosi 12,8 eV.

Właściwości chemiczne ozonu

Wyróżniają się dwiema głównymi cechami - niestabilnością i zdolnością utleniającą. Zmieszany z powietrzem w małych stężeniach rozkłada się stosunkowo powoli, jednak wraz ze wzrostem temperatury jego rozkład przyspiesza, a w temperaturach powyżej 100°C staje się bardzo szybki.

Obecność NO2, Cl w powietrzu, a także katalityczne działanie tlenków metali – srebra, miedzi, żelaza, manganu – przyspieszają rozkład ozonu. Ozon ma tak silne właściwości utleniające, że jeden z atomów tlenu bardzo łatwo oddziela się od jego cząsteczki. Łatwo przekształca się w tlen.

Ozon utlenia większość metali w zwykłych temperaturach. Kwaśne wodne roztwory ozonu są dość stabilne, w roztworach zasadowych ozon szybko ulega zniszczeniu. Metale o zmiennej wartościowości (Mn, Co, Fe itp.), wiele tlenków, nadtlenków i wodorotlenków skutecznie niszczą ozon. Większość powierzchni metalowych jest pokryta warstwą tlenku o najwyższym stanie wartościowości metalu (na przykład PbO2, AgO lub Ag2O3, HgO).

Ozon utlenia wszystkie metale z wyjątkiem metali z grupy złota i platyny, reaguje z większością innych pierwiastków, rozkłada halogenowodory (z wyjątkiem HF), przekształca niższe tlenki w wyższe itp.

Nie utlenia złota, platyny, irydu, stopu 75%Fe + 25%Cr. Przekształca czarny siarczek ołowiu PbS w biały siarczan PbSO4, bezwodnik arsenu As2O3 w bezwodnik arsenu As2O5 itp.

Reakcja ozonu z jonami metali o zmiennej wartościowości (Mn, Cr i Co) znalazła w ostatnich latach praktyczne zastosowanie do syntezy półproduktów do barwników, witaminy PP (kwasu izonikotynowego) itp. Mieszanki soli manganu i chromu w środowisku kwaśnym roztwory zawierające związek ulegający utlenieniu (na przykład metylopirydyny) są utleniane przez ozon. W tym przypadku jony Cr3+ przekształcają się w Cr6+ i utleniają metylopirydyny tylko na grupach metylowych. W przypadku braku soli metali, zniszczony zostaje głównie rdzeń aromatyczny.

Ozon reaguje także z wieloma gazami obecnymi w atmosferze. Siarkowodór H2S w połączeniu z ozonem uwalnia wolną siarkę, dwutlenek siarki SO2 zamienia się w dwutlenek siarki SO3; podtlenek azotu N2O - do tlenku NO, tlenek azotu NO szybko utlenia się do NO2, z kolei NO2 reaguje również z ozonem i ostatecznie powstaje N2O5; amoniak NH3 - na sól azotowo-amonową NH4NO3.

Jedną z najważniejszych reakcji ozonu z substancjami nieorganicznymi jest rozkład jodku potasu. Reakcja ta jest szeroko stosowana do ilościowego oznaczania ozonu.

Ozon reaguje w niektórych przypadkach z substancjami stałymi, tworząc ozonki. Wyodrębniono ozonki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych: strontu, baru, a temperatura ich stabilizacji wzrasta we wskazanych szeregach; Ca(O3) 2 jest trwały w temperaturze 238 K, Ba(O3) 2 w temperaturze 273 K. Ozonki rozkładają się tworząc ponadtlenek, na przykład NaO3 -> NaO2 + 1/2O2. Podczas reakcji ozonu ze związkami organicznymi powstają także różne ozonki.

Ozon utlenia liczne substancje organiczne, węglowodory nasycone, nienasycone i cykliczne. Opublikowano wiele prac na temat składu produktów reakcji ozonu z różnymi węglowodorami aromatycznymi: benzenem, ksylenami, naftalenem, fenantrenem, antracenem, benzantracenem, difenyloaminą, chinoliną, kwasem akrylowym itp. Odbarwia indygo i wiele innych barwników organicznych, dzięki do którego używa się go nawet do wybielania tkanin.

Szybkość reakcji ozonu z podwójnym wiązaniem C=C jest 100 000 razy większa niż szybkość reakcji ozonu z pojedynczym wiązaniem C-C. Dlatego ozon wpływa przede wszystkim na gumę i gumę. Ozon reaguje z podwójnym wiązaniem, tworząc kompleks pośredni:

Reakcja ta zachodzi dość szybko już w temperaturach poniżej 0°C. W przypadku związków nasyconych ozon inicjuje typową reakcję utleniania:

Interesujące jest oddziaływanie ozonu z niektórymi barwnikami organicznymi, które silnie fluoryzują w obecności ozonu w powietrzu. Są to na przykład eichrozyna, ryboflawina i luminol (triaminoftalehydrazyd), a zwłaszcza rodamina-B i podobna do niej rodamina-C.

Wysokie właściwości utleniające ozonu, niszczenie substancji organicznych i utlenianie metali (zwłaszcza żelaza) do postaci nierozpuszczalnej, zdolność do rozkładu związków gazowych rozpuszczalnych w wodzie, nasycanie roztworów wodnych tlenem, niska odporność ozonu w wodzie i samozniszczenie swoich niebezpiecznych dla człowieka właściwościach – wszystko to razem sprawia, że ​​ozon jest najatrakcyjniejszą substancją do przygotowania wody bytowej i oczyszczania różnorodnych ścieków.

Synteza ozonu

Ozon powstaje w środowisku gazowym zawierającym tlen, jeśli powstają warunki, w których tlen dysocjuje na atomy. Jest to możliwe we wszystkich postaciach wyładowań elektrycznych: jarze, łuku, iskrze, koronie, powierzchni, barierze, bezelektrodowym itp. Główną przyczyną dysocjacji jest zderzenie tlenu cząsteczkowego z elektronami przyspieszanymi w polu elektrycznym.

Oprócz wyładowań dysocjacja tlenu jest spowodowana promieniowaniem UV o długości fali mniejszej niż 240 nm i różnymi cząstkami o wysokiej energii: cząstkami alfa, beta, gamma, promieniami rentgenowskimi itp. Ozon wytwarza się również w procesie elektrolizy wody.

W prawie wszystkich źródłach powstawania ozonu zachodzi grupa reakcji, w wyniku których ozon ulega rozkładowi. Zakłócają powstawanie ozonu, ale istnieją naprawdę i należy je wziąć pod uwagę. Obejmuje to rozkład termiczny w objętości i na ściankach reaktora, jego reakcje z rodnikami i wzbudzonymi cząstkami, reakcje z dodatkami i zanieczyszczeniami, które mogą mieć kontakt z tlenem i ozonem.

Kompletny mechanizm składa się ze znacznej liczby reakcji. Rzeczywiste instalacje, niezależnie na jakiej zasadzie działają, wykazują wysokie koszty energii potrzebnej do produkcji ozonu. Sprawność generatora ozonu uzależniona jest od rodzaju mocy – całkowitej lub czynnej – przy czym obliczana jest jednostka masy wytworzonego ozonu.

Wyładowanie barierowe

Przez wyładowanie barierowe rozumie się wyładowanie występujące pomiędzy dwoma dielektrykami lub dielektrykiem i metalem. Ze względu na to, że obwód elektryczny jest przerywany przez dielektryk, zasilanie dostarczane jest wyłącznie prądem przemiennym. Pierwszy ozonator zbliżony do współczesnych został zaproponowany w 1897 roku przez firmę Siemens.

Przy małych mocach ozonizator nie wymaga chłodzenia, ponieważ wytworzone ciepło jest odprowadzane wraz z przepływem tlenu i ozonu. W produkcji przemysłowej ozon syntetyzuje się także w ozonatorach łukowych (plazmatronach), w generatorach jarzeniowych ozonu (lasery) oraz w wyładowaniach powierzchniowych.

Metoda fotochemiczna

Większość ozonu wytwarzanego na Ziemi w przyrodzie powstaje w procesie fotochemicznym. W praktycznej działalności człowieka metody syntezy fotochemicznej odgrywają mniejszą rolę niż synteza wyładowań barierowych. Głównym obszarem ich zastosowania jest uzyskiwanie średnich i niskich stężeń ozonu. Takie stężenia ozonu wymagane są np. przy badaniu wyrobów gumowych pod kątem odporności na pękanie pod wpływem ozonu atmosferycznego. W praktyce do produkcji ozonu tą metodą wykorzystuje się lampy rtęciowe i ekscymerowe ksenonowe.

Metoda syntezy elektrolitycznej

Pierwsza wzmianka o powstawaniu ozonu w procesach elektrolitycznych pochodzi z 1907 roku. Jednak do dziś mechanizm jego powstawania pozostaje niejasny.

Zazwyczaj jako elektrolit stosuje się wodne roztwory kwasu nadchlorowego lub siarkowego, a elektrody wykonane są z platyny. Zastosowanie kwasów oznaczonych O18 pokazało, że nie oddają one tlenu podczas tworzenia się ozonu. Dlatego diagram brutto powinien uwzględniać jedynie rozkład wody:

H2O + O2 -> O3 + 2H+ + e-

z możliwością pośredniego tworzenia jonów lub rodników.

Tworzenie się ozonu pod wpływem promieniowania jonizującego

Ozon powstaje w wyniku szeregu procesów obejmujących wzbudzenie cząsteczki tlenu za pomocą światła lub pola elektrycznego. Kiedy tlen jest napromieniany promieniowaniem jonizującym, mogą również powstawać wzbudzone cząsteczki i obserwuje się tworzenie się ozonu. Powstawanie ozonu pod wpływem promieniowania jonizującego nie zostało dotychczas wykorzystane do syntezy ozonu.

Tworzenie się ozonu w polu mikrofalowym

Gdy strumień tlenu przeszedł przez pole mikrofalowe, zaobserwowano powstawanie ozonu. Proces ten był mało zbadany, chociaż generatory oparte na tym zjawisku są często stosowane w praktyce laboratoryjnej.

Zastosowanie ozonu w życiu codziennym i jego wpływ na człowieka

Ozonowanie wody, powietrza i innych substancji

Woda ozonowana nie zawiera toksycznych halogenometanów – typowych zanieczyszczeń powstałych przy sterylizacji wody chlorem. Proces ozonowania prowadzony jest w łaźniach bąbelkowych lub mieszalnikach, w których woda oczyszczona z zawiesin mieszana jest z ozonowanym powietrzem lub tlenem. Wadą procesu jest szybkie zniszczenie O3 w wodzie (okres półtrwania 15-30 minut).

Ozonowanie wykorzystuje się także w przemyśle spożywczym do sterylizacji lodówek, magazynów oraz eliminacji nieprzyjemnych zapachów; w praktyce lekarskiej - do dezynfekcji otwartych ran i leczenia niektórych chorób przewlekłych (owrzodzenia troficzne, choroby grzybicze), ozonowanie krwi żylnej, roztwory fizjologiczne.

Nowoczesne ozonatory, w których ozon wytwarzany jest poprzez wyładowanie elektryczne w powietrzu lub tlenie, składają się z generatorów ozonu oraz źródeł zasilania i stanowią integralną część instalacji ozonatorów, w skład których oprócz ozonatorów wchodzą także urządzenia pomocnicze.

Obecnie ozon jest gazem wykorzystywanym w tzw. technologiach ozonowych: oczyszczaniu i przygotowaniu wody pitnej, oczyszczaniu ścieków (bytowych i przemysłowych), gazach odlotowych itp.

W zależności od technologii wykorzystania ozonu, wydajność ozonatora może wahać się od ułamków grama do kilkudziesięciu kilogramów ozonu na godzinę. Do sterylizacji gazowej instrumentów medycznych i drobnego sprzętu służą specjalne ozonatory. Sterylizacja odbywa się w sztucznie nawilżonym środowisku ozonowo-tlenowym wypełniającym komorę sterylizacyjną. Cykl sterylizacji składa się z etapu wymiany powietrza w komorze sterylizacji nawilżoną mieszaniną ozonowo-tlenową, etapu ekspozycji sterylizującej oraz etapu wymiany mieszaniny ozonowo-tlenowej w komorze na powietrze oczyszczone mikrobiologicznie.

Ozonatory stosowane w medycynie do ozonoterapii posiadają szeroki zakres regulacji stężenia mieszaniny ozonowo-tlenowej. Gwarantowana dokładność generowanego stężenia mieszaniny ozonowo-tlenowej jest kontrolowana przez system automatyki ozonatora i utrzymywana automatycznie.

Biologiczne działanie ozonu

Biologiczne działanie ozonu zależy od sposobu jego zastosowania, dawki i stężenia. Wiele z jego skutków występuje w różnym stopniu w różnych zakresach stężeń. Efekt terapeutyczny ozonoterapii opiera się na zastosowaniu mieszanin ozonowo-tlenowych. Wysoki potencjał redoks ozonu determinuje jego ogólnoustrojowe (przywrócenie homeostazy tlenowej) i lokalne (wyraźne działanie dezynfekujące) działanie terapeutyczne.

Ozon został po raz pierwszy zastosowany jako środek antyseptyczny przez A. Wolffa w 1915 roku do leczenia zakażonych ran. W ostatnich latach ozonoterapia znalazła z powodzeniem zastosowanie niemal we wszystkich dziedzinach medycyny: chirurgii ratunkowej i ropnej, terapii ogólnej i infekcyjnej, ginekologii, urologii, gastroenterologii, dermatologii, kosmetologii itp. Zastosowanie ozonu wynika z jego unikalnego spektrum działania. wpływ na organizm m.in. immunomodulujące, przeciwzapalne, bakteriobójcze, przeciwwirusowe, grzybobójcze itp.

Nie można jednak zaprzeczyć, że metody wykorzystania ozonu w medycynie, pomimo oczywistych zalet w wielu wskaźnikach biologicznych, nie znalazły dotychczas szerokiego zastosowania. Według danych literaturowych wysokie stężenia ozonu działają całkowicie bakteriobójczo na prawie wszystkie szczepy mikroorganizmów. Dlatego ozon jest stosowany w praktyce klinicznej jako uniwersalny środek antyseptyczny do sanitacji ognisk zakaźnych i zapalnych o różnej etiologii i lokalizacji.

W literaturze pojawiają się dane dotyczące zwiększonej skuteczności leków antyseptycznych po ich ozonowaniu w leczeniu ostrych ropnych chorób chirurgicznych.

Wnioski dotyczące domowego wykorzystania ozonu

Przede wszystkim należy bezwarunkowo potwierdzić fakt stosowania ozonu w praktyce leczniczej w wielu dziedzinach medycyny, jako środka leczniczego i dezynfekcyjnego, jednak nie można jeszcze mówić o jego powszechnym zastosowaniu.

Ozon jest odbierany przez człowieka z najmniejszymi alergicznymi skutkami ubocznymi. I nawet jeśli w literaturze można znaleźć wzmianki o indywidualnej nietolerancji O3, to przypadków tych w żaden sposób nie można porównywać na przykład z lekami przeciwbakteryjnymi zawierającymi chlor i innymi pochodnymi halogenów.

Ozon to tlen trójatomowy i jest najbardziej przyjazny dla środowiska. Kto nie zna jego „świeżego” zapachu – w gorące letnie dni po burzy?! Każdy żywy organizm doświadcza jego ciągłej obecności w atmosferze ziemskiej.

Recenzja powstała na podstawie materiałów z Internetu.

Właściwości fizyczne ozonu są bardzo charakterystyczne: jest to łatwo wybuchowy gaz o niebieskim zabarwieniu. Litr ozonu waży około 2 gramy, a powietrze - 1,3 grama. Dlatego ozon jest cięższy od powietrza. Temperatura topnienia ozonu wynosi minus 192,7°С. Ten „stopiony” ozon jest ciemnoniebieską cieczą. „Lód” ozonowy ma ciemnoniebieską barwę z fioletowym odcieniem i staje się nieprzezroczysty, gdy jego grubość przekracza 1 mm. Temperatura wrzenia ozonu wynosi minus 112°С. W stanie gazowym ozon jest diamagnetyczny, tj. nie ma właściwości magnetycznych, a w stanie ciekłym jest słabo paramagnetyczny. Rozpuszczalność ozonu w stopionej wodzie jest 15 razy większa niż tlenu i wynosi około 1,1 g/l. W temperaturze pokojowej w litrze kwasu octowego rozpuszcza się 2,5 grama ozonu. Dobrze rozpuszcza się również w olejkach eterycznych, terpentynie i czterochlorku węgla. Zapach ozonu jest wyczuwalny przy stężeniach powyżej 15 µg/m3 powietrza. W minimalnych stężeniach odbierany jest jako „zapach świeżości”, w wyższych stężeniach nabiera ostrego, drażniącego odcienia.

Ozon powstaje z tlenu według wzoru: 3O2 + 68 kcal → 2O3. Klasyczne przykłady powstawania ozonu: pod wpływem pioruna podczas burzy; pod wpływem światła słonecznego w górnych warstwach atmosfery. Ozon może powstawać także podczas wszelkich procesów, którym towarzyszy wydzielanie tlenu atomowego, na przykład podczas rozkładu nadtlenku wodoru. Przemysłowa synteza ozonu polega na wykorzystaniu wyładowań elektrycznych w niskich temperaturach. Technologie wytwarzania ozonu mogą się od siebie różnić. Zatem do produkcji ozonu wykorzystywanego do celów medycznych wykorzystuje się wyłącznie czysty (bez zanieczyszczeń) tlen medyczny. Oddzielenie powstałego ozonu od zanieczyszczeń tlenowych zwykle nie jest trudne ze względu na różnice we właściwościach fizycznych (ozon łatwiej ulega upłynnieniu). Jeżeli nie są wymagane określone jakościowe i ilościowe parametry reakcji, to otrzymanie ozonu nie nastręcza szczególnych trudności.

Cząsteczka O3 jest niestabilna i dość szybko zamienia się w O2 wraz z wydzieleniem ciepła. Przy małych stężeniach i bez obcych zanieczyszczeń ozon rozkłada się powoli, przy dużych stężeniach rozkłada się wybuchowo. Alkohol natychmiast zapala się w kontakcie z nim. Ogrzewanie i kontakt ozonu nawet z niewielką ilością substratu utleniania (substancje organiczne, niektóre metale lub ich tlenki) gwałtownie przyspiesza jego rozkład. Ozon można długo przechowywać w temperaturze -78°С w obecności stabilizatora (niewielka ilość HNO3), a także w naczyniach wykonanych ze szkła, niektórych tworzyw sztucznych lub metali szlachetnych.

Ozon jest najsilniejszym utleniaczem. Przyczyną tego zjawiska jest fakt, że w procesie rozpadu powstaje tlen atomowy. Taki tlen jest znacznie bardziej agresywny niż tlen cząsteczkowy, ponieważ w cząsteczce tlenu niedobór elektronów na poziomie zewnętrznym ze względu na ich zbiorowe wykorzystanie orbitalu molekularnego nie jest tak zauważalny.

Już w XVIII wieku zauważono, że rtęć w obecności ozonu traci swój połysk i przykleja się do szkła, tj. utlenia się. Kiedy ozon przepuszcza się przez wodny roztwór jodku potasu, zaczyna się wydzielać gazowy jod. Te same „sztuczki” nie działały z czystym tlenem. Następnie odkryto właściwości ozonu, które ludzkość natychmiast przyjęła: ozon okazał się doskonałym środkiem antyseptycznym, ozon szybko usunął z wody substancje organiczne dowolnego pochodzenia (perfumy i kosmetyki, płyny biologiczne), zaczął być szeroko stosowany w przemyśle i życiu codziennym i sprawdziła się jako alternatywa dla wiertła dentystycznego.

W XXI wieku zastosowanie ozonu we wszystkich obszarach życia i działalności człowieka rośnie i rozwija się, dlatego jesteśmy świadkami jego przemiany z egzotyki w znane narzędzie codziennej pracy. OZON O3, alotropowa forma tlenu.

Otrzymywanie i właściwości fizyczne ozonu.

Naukowcy po raz pierwszy dowiedzieli się o istnieniu nieznanego gazu, kiedy rozpoczęli eksperymenty z maszynami elektrostatycznymi. Stało się to w XVII wieku. Ale badania nad nowym gazem zaczęto badać dopiero pod koniec następnego stulecia. W 1785 roku holenderski fizyk Martin van Marum uzyskał ozon poprzez przepuszczanie iskier elektrycznych przez tlen. Nazwa ozon pojawiła się dopiero w 1840 roku; został wynaleziony przez szwajcarskiego chemika Christiana Schönbeina, wywodząc się od greckiego słowa ozon - zapach. Skład chemiczny tego gazu nie różnił się od tlenu, był jednak znacznie bardziej agresywny. W ten sposób natychmiast utlenił bezbarwny jodek potasu, uwalniając brązowy jod; Schönbein wykorzystał tę reakcję do określenia ozonu na podstawie stopnia zabielenia papieru nasączonego roztworem jodku potasu i skrobi. Nawet rtęć i srebro, które są nieaktywne w temperaturze pokojowej, ulegają utlenieniu w obecności ozonu.

Okazało się, że cząsteczki ozonu, podobnie jak tlen, składają się tylko z atomów tlenu, ale nie z dwóch, ale z trzech. Tlen O2 i ozon O3 są jedynymi przykładami powstawania dwóch gazowych (w normalnych warunkach) prostych substancji przez jeden pierwiastek chemiczny. W cząsteczce O3 atomy są ułożone pod kątem, więc cząsteczki te są polarne. Ozon powstaje w wyniku „przyklejania się” wolnych atomów tlenu do cząsteczek O2, które powstają z cząsteczek tlenu pod wpływem wyładowań elektrycznych, promieni ultrafioletowych, promieni gamma, szybkich elektronów i innych cząstek wysokoenergetycznych. W pobliżu pracujących maszyn elektrycznych, w których „iskrzą” szczotki oraz w pobliżu bakteriobójczych lamp rtęciowo-kwarcowych emitujących światło ultrafioletowe, zawsze unosi się zapach ozonu. Atomy tlenu są również uwalniane podczas niektórych reakcji chemicznych. Ozon powstaje w małych ilościach podczas elektrolizy zakwaszonej wody, podczas powolnego utleniania mokrego białego fosforu w powietrzu, podczas rozkładu związków o dużej zawartości tlenu (KMnO4, K2Cr2O7 itp.), podczas działania fluoru na wodę lub stężony kwas siarkowy na nadtlenku baru. Atomy tlenu są zawsze obecne w płomieniu, dlatego jeśli skierujemy strumień sprężonego powietrza na płomień palnika tlenowego, w powietrzu wyczujemy charakterystyczny zapach ozonu.

Reakcja 3O2 → 2O3 jest wysoce endotermiczna: aby otrzymać 1 mol ozonu należy zużyć 142 kJ. Reakcja odwrotna zachodzi wraz z uwolnieniem energii i można ją bardzo łatwo przeprowadzić. W związku z tym ozon jest niestabilny. W przypadku braku zanieczyszczeń ozon gazowy rozkłada się powoli w temperaturze 70°C i szybko powyżej 100°C. Szybkość rozkładu ozonu znacznie wzrasta w obecności katalizatorów. Mogą to być gazy (na przykład tlenek azotu, chlor) i wiele ciał stałych (nawet ścianki naczynia). Dlatego czysty ozon jest trudny do uzyskania, a praca z nim jest niebezpieczna ze względu na możliwość wybuchu.

Nic dziwnego, że przez wiele dziesięcioleci po odkryciu ozonu nieznane były nawet jego podstawowe stałe fizyczne: przez długi czas nikomu nie udało się uzyskać czystego ozonu. Jak napisał D.I. Mendelejew w swoim podręczniku Podstawy chemii, „przy wszystkich metodach wytwarzania ozonu gazowego jego zawartość w tlenie jest zawsze niewielka, zwykle tylko kilka dziesiątych procenta, rzadko 2% i dopiero w bardzo niskich temperaturach osiąga 20%.” Dopiero w 1880 roku francuscy naukowcy J. Gotfeil i P. Chappuis uzyskali ozon z czystego tlenu w temperaturze minus 23°C. Okazało się, że w grubej warstwie ozon ma piękną niebieską barwę. Kiedy schłodzony ozonowany tlen był powoli sprężany, gaz zmienił kolor na ciemnoniebieski, a po szybkim obniżeniu ciśnienia temperatura spadła jeszcze bardziej i utworzyły się ciemnofioletowe kropelki ciekłego ozonu. Jeśli gaz nie został szybko schłodzony lub sprężony, ozon natychmiast, z żółtym błyskiem, zamienił się w tlen.

Później opracowano wygodną metodę syntezy ozonu. Jeżeli stężony roztwór kwasu nadchlorowego, fosforowego lub siarkowego podda się elektrolizie za pomocą chłodzonej anody z tlenku platyny lub ołowiu (IV), gaz uwalniający się na anodzie będzie zawierał do 50% ozonu. Udoskonalono także stałe fizyczne ozonu. Upłynnia się znacznie łatwiej niż tlen – w temperaturze -112°C (tlen – w temperaturze -183°C). W temperaturze -192,7°C ozon krzepnie. Stały ozon ma niebiesko-czarną barwę.

Eksperymenty z ozonem są niebezpieczne. Ozon może eksplodować, jeśli jego stężenie w powietrzu przekroczy 9%. Ozon ciekły i stały eksploduje jeszcze łatwiej, zwłaszcza w kontakcie z substancjami utleniającymi. Ozon można przechowywać w niskich temperaturach w postaci roztworów we fluorowanych węglowodorach (freonach). Takie rozwiązania mają kolor niebieski.

Właściwości chemiczne ozonu.

Ozon charakteryzuje się niezwykle wysoką reaktywnością. Ozon jest jednym z najsilniejszych utleniaczy i ustępuje pod tym względem jedynie fluorowi i fluorkowi tlenu OF2. Aktywną substancją ozonu jako środka utleniającego jest tlen atomowy powstający podczas rozpadu cząsteczki ozonu. Dlatego działając jako środek utleniający, cząsteczka ozonu z reguły „wykorzystuje” tylko jeden atom tlenu, a pozostałe dwa są uwalniane w postaci wolnego tlenu, na przykład 2KI + O3 + H2O → I2 + 2KOH + O2. Występuje również utlenianie wielu innych związków. Istnieją jednak wyjątki, gdy cząsteczka ozonu wykorzystuje do utleniania wszystkie trzy atomy tlenu, które posiada, na przykład 3SO2 + O3 → 3SO3; Na2S + O3 → Na2SO3.

Bardzo ważną różnicą między ozonem a tlenem jest to, że ozon wykazuje właściwości utleniające już w temperaturze pokojowej. Przykładowo PbS i Pb(OH)2 w normalnych warunkach nie reagują z tlenem, natomiast w obecności ozonu siarczek przekształca się w PbSO4, a wodorotlenek w PbO2. Jeżeli do naczynia z ozonem wlejemy stężony roztwór amoniaku, pojawi się biały dym – jest to ozon utleniający amoniak do azotynu amonu NH4NO2. Szczególnie charakterystyczną cechą ozonu jest zdolność „czernienia” srebrnych przedmiotów poprzez powstawanie AgO i Ag2O3.

Dodając jeden elektron i stając się jonem ujemnym O3-, cząsteczka ozonu staje się bardziej stabilna. Od dawna znane są „sole kwasów ozonowych”, czyli ozonki zawierające takie aniony - tworzą je wszystkie metale alkaliczne z wyjątkiem litu, a stabilność ozonków wzrasta od sodu do cezu. Znane są również niektóre ozonki metali ziem alkalicznych, na przykład Ca(O3)2. Jeśli strumień gazowego ozonu zostanie skierowany na powierzchnię stałej, suchej zasady, powstanie pomarańczowo-czerwona skorupa zawierająca ozonki, na przykład 4KOH + 4O3 → 4KO3 + O2 + 2H2O. Jednocześnie stała zasada skutecznie wiąże wodę, co chroni ozonek przed natychmiastową hydrolizą. Natomiast przy nadmiarze wody ozonki szybko się rozkładają: 4KO3+ 2H2O → 4KOH + 5O2. Rozkład zachodzi także podczas przechowywania: 2KO3 → 2KO2 + O2. Ozonki są dobrze rozpuszczalne w ciekłym amoniaku, co umożliwiło wyizolowanie ich w czystej postaci i zbadanie ich właściwości.

Substancje organiczne, z którymi styka się ozon, zwykle ulegają zniszczeniu. Zatem ozon, w przeciwieństwie do chloru, ma zdolność rozszczepiania pierścienia benzenowego. Podczas pracy z ozonem nie można używać gumowych rur i węży - natychmiast staną się nieszczelne. Reakcje ozonu ze związkami organicznymi uwalniają duże ilości energii. Na przykład eter, alkohol, wata nasączona terpentyną, metanem i wieloma innymi substancjami, w kontakcie z ozonowanym powietrzem, samozapalają się, a zmieszanie ozonu z etylenem prowadzi do silnej eksplozji.

Zastosowanie ozonu.

Ozon nie zawsze „spala” materię organiczną; w niektórych przypadkach możliwe jest przeprowadzenie specyficznych reakcji z silnie rozcieńczonym ozonem. Przykładowo podczas ozonowania kwasu oleinowego (występuje w dużych ilościach w olejach roślinnych) powstaje kwas azelainowy HOOC(CH2)7COOH, który wykorzystuje się do produkcji wysokiej jakości olejów smarowych, włókien syntetycznych i plastyfikatorów do tworzyw sztucznych. W podobny sposób otrzymuje się kwas adypinowy, który wykorzystuje się w syntezie nylonu. W 1855 roku Schönbein odkrył reakcję związków nienasyconych zawierających podwójne wiązania C=C z ozonem, ale dopiero w 1925 roku niemiecki chemik H. Staudinger ustalił mechanizm tej reakcji. Cząsteczka ozonu łączy się z podwójnym wiązaniem tworząc ozonek – tym razem organiczny, a atom tlenu zastępuje jedno z wiązań C=C, a grupa –O-O- zastępuje drugie. Chociaż niektóre ozonki organiczne wyodrębnia się w czystej postaci (na przykład ozonek etylenu), reakcję tę zwykle prowadzi się w rozcieńczonym roztworze, ponieważ wolne ozonki są bardzo niestabilnymi materiałami wybuchowymi. Reakcja ozonowania związków nienasyconych cieszy się dużym uznaniem chemików organicznych; Problemy z tą reakcją często pojawiają się nawet na szkolnych zawodach. Faktem jest, że gdy ozonek rozkłada się z wodą, powstają dwie cząsteczki aldehydu lub ketonu, które można łatwo zidentyfikować i dodatkowo ustalić strukturę pierwotnego nienasyconego związku. W ten sposób chemicy na początku XX wieku ustalili strukturę wielu ważnych związków organicznych, w tym naturalnych, zawierających wiązania C=C.

Ważnym obszarem zastosowania ozonu jest dezynfekcja wody pitnej. Zwykle woda jest chlorowana. Jednak część zanieczyszczeń znajdujących się w wodzie pod wpływem chloru zamienia się w związki o bardzo nieprzyjemnym zapachu. Dlatego od dawna proponowano zastąpienie chloru ozonem. Woda ozonowana nie nabiera obcego zapachu i smaku; Kiedy wiele związków organicznych ulega całkowitemu utlenieniu przez ozon, powstaje jedynie dwutlenek węgla i woda. Ozon oczyszcza również ścieki. Produkty utleniania ozonem nawet takich substancji zanieczyszczających jak fenole, cyjanki, środki powierzchniowo czynne, siarczyny, chloraminy są związkami nieszkodliwymi, bezbarwnymi i bezwonnymi. Nadmiar ozonu dość szybko rozpada się, tworząc tlen. Ozonowanie wody jest jednak droższe niż chlorowanie; Ponadto ozonu nie można transportować i należy go wytworzyć w miejscu użycia.

Ozon w atmosferze.

W atmosferze ziemskiej jest niewiele ozonu – 4 miliardy ton, tj. średnio tylko 1 mg/m3. Stężenie ozonu wzrasta wraz z odległością od powierzchni Ziemi i osiąga maksimum w stratosferze, na wysokości 20-25 km - jest to „warstwa ozonowa”. Gdyby cały ozon z atmosfery zebrał się na powierzchni Ziemi pod normalnym ciśnieniem, powstałaby warstwa o grubości zaledwie około 2-3 mm. A tak niewielkie ilości ozonu w powietrzu faktycznie podtrzymują życie na Ziemi. Ozon tworzy „ekran ochronny”, który zapobiega przedostawaniu się do powierzchni Ziemi twardych promieni ultrafioletowych słońca, niszczących wszystkie żywe istoty.

W ostatnich dziesięcioleciach wiele uwagi poświęcono pojawianiu się tzw. „dziur ozonowych” – obszarów o znacznie obniżonym poziomie ozonu stratosferycznego. Przez taką „nieszczelną” osłonę ostrzejsze promieniowanie ultrafioletowe ze Słońca dociera do powierzchni Ziemi. Dlatego naukowcy od dawna monitorują zawartość ozonu w atmosferze. W 1930 roku angielski geofizyk S. Chapman, aby wyjaśnić stałe stężenie ozonu w stratosferze, zaproponował schemat czterech reakcji (reakcje te nazwano cyklem Chapmana, w którym M oznacza dowolny atom lub cząsteczkę odprowadzającą nadmiar energii). :

O + O + M → O2 + M

O + O3 → 2O2

O3 → O2 + O.

Pierwsza i czwarta reakcja tego cyklu mają charakter fotochemiczny, zachodzą pod wpływem promieniowania słonecznego. Do rozłożenia cząsteczki tlenu na atomy potrzebne jest promieniowanie o długości fali mniejszej niż 242 nm, natomiast ozon rozpada się przy absorpcji światła w zakresie 240-320 nm (ta ostatnia reakcja dokładnie chroni nas przed twardym promieniowaniem ultrafioletowym, gdyż tlen nie nie absorbują w tym obszarze widmowym). Pozostałe dwie reakcje mają charakter termiczny, tj. iść bez wpływu światła. Bardzo ważne jest, aby trzecia reakcja, prowadząca do zaniku ozonu, miała energię aktywacji; oznacza to, że szybkość takiej reakcji można zwiększyć poprzez działanie katalizatorów. Jak się okazało, głównym katalizatorem rozkładu ozonu jest tlenek azotu NO. Powstaje w górnych warstwach atmosfery z azotu i tlenu pod wpływem najostrzejszego promieniowania słonecznego. Znajdując się w ozonosferze, wchodzi w cykl dwóch reakcji O3 + NO → NO2 + O2, NO2 + O → NO + O2, w wyniku czego jego zawartość w atmosferze nie zmienia się, a stacjonarne stężenie ozonu maleje. Istnieją inne cykle, które prowadzą do zmniejszenia zawartości ozonu w stratosferze, na przykład z udziałem chloru:

Cl + O3 → ClO + O2

ClO + O → Cl + O2.

Ozon jest również niszczony przez pyły i gazy, które przedostają się do atmosfery w dużych ilościach podczas erupcji wulkanów. Ostatnio zasugerowano, że ozon skutecznie niszczy także wodór uwalniany ze skorupy ziemskiej. Połączenie wszystkich reakcji powstawania i rozpadu ozonu prowadzi do tego, że średni czas życia cząsteczki ozonu w stratosferze wynosi około trzech godzin.

Uważa się, że oprócz naturalnych istnieją również czynniki sztuczne, które wpływają na warstwę ozonową. Dobrze znanym przykładem są freony, które są źródłem atomów chloru. Freony to węglowodory, w których atomy wodoru zastąpiono atomami fluoru i chloru. Stosowane są w technologii chłodniczej oraz do napełniania puszek aerozolowych. Ostatecznie freony przedostają się do powietrza i wraz z prądami powietrza powoli unoszą się coraz wyżej, docierając w końcu do warstwy ozonowej. Rozkładając się pod wpływem promieniowania słonecznego, same freony zaczynają katalitycznie rozkładać ozon. Nie wiadomo jeszcze dokładnie, w jakim stopniu freony są winne „dziury ozonowej”, niemniej jednak od dawna podjęto działania mające na celu ograniczenie ich stosowania.

Obliczenia pokazują, że za 60-70 lat stężenie ozonu w stratosferze może spaść o 25%. Jednocześnie wzrośnie stężenie ozonu w warstwie przyziemnej - troposferze - co również jest złe, ponieważ ozon i produkty jego przemian w powietrzu są trujące. Głównym źródłem ozonu w troposferze jest przenoszenie ozonu stratosferycznego wraz z masami powietrza do niższych warstw. Co roku do warstwy przyziemnej przedostaje się około 1,6 miliarda ton ozonu. Czas życia cząsteczki ozonu w dolnych partiach atmosfery jest znacznie dłuższy – ponad 100 dni, gdyż w warstwie przyziemnej intensywność ultrafioletowego promieniowania słonecznego niszczącego ozon jest mniejsza. Zwykle w troposferze jest bardzo mało ozonu: w czystym, świeżym powietrzu jego stężenie wynosi średnio zaledwie 0,016 μg/l. Stężenie ozonu w powietrzu zależy nie tylko od wysokości, ale także od ukształtowania terenu. Dlatego nad oceanami jest zawsze więcej ozonu niż nad lądem, ponieważ ozon rozkłada się tam wolniej. Pomiary w Soczi wykazały, że powietrze w pobliżu wybrzeża morskiego zawiera o 20% więcej ozonu niż w lesie oddalonym o 2 km od wybrzeża.

Współcześni ludzie wdychają znacznie więcej ozonu niż ich przodkowie. Główną przyczyną jest wzrost ilości metanu i tlenków azotu w powietrzu. Tym samym zawartość metanu w atmosferze stale rośnie od połowy XIX wieku, kiedy zaczęto wykorzystywać gaz ziemny. W atmosferze zanieczyszczonej tlenkami azotu metan wchodzi w złożony łańcuch przemian z udziałem tlenu i pary wodnej, którego wynik można wyrazić równaniem CH4 + 4O2 → HCHO + H2O + 2O3. Metanem mogą być także inne węglowodory, np. te zawarte w spalinach samochodowych podczas niecałkowitego spalania benzyny. W efekcie w ciągu ostatnich dziesięcioleci stężenie ozonu w powietrzu dużych miast wzrosło dziesięciokrotnie.

Zawsze uważano, że podczas burzy stężenie ozonu w powietrzu gwałtownie wzrasta, ponieważ piorun sprzyja przemianie tlenu w ozon. W rzeczywistości wzrost jest nieznaczny i nie występuje podczas burzy, ale na kilka godzin przed nią. Podczas burzy i przez kilka godzin po niej stężenie ozonu maleje. Wyjaśnia to fakt, że przed burzą następuje silne pionowe mieszanie mas powietrza, w wyniku czego z górnych warstw pochodzi dodatkowa ilość ozonu. Ponadto przed burzą wzrasta natężenie pola elektrycznego i powstają warunki do powstawania wyładowań koronowych na końcach różnych obiektów, na przykład końcówek gałęzi. To również przyczynia się do powstawania ozonu. Następnie, w miarę rozwoju chmury burzowej, pod nią powstają silne prądy powietrza skierowane ku górze, które zmniejszają zawartość ozonu bezpośrednio pod chmurą.

Ciekawym pytaniem jest zawartość ozonu w powietrzu lasów iglastych. Przykładowo w Kursie chemii nieorganicznej G. Remy’ego można przeczytać, że „ozonowane powietrze lasów iglastych” to fikcja. Czy tak jest? Oczywiście żadna roślina nie wytwarza ozonu. Jednak rośliny, zwłaszcza iglaste, emitują do powietrza wiele lotnych związków organicznych, w tym nienasycone węglowodory z klasy terpenów (w terpentynie jest ich wiele). Tak więc w upalny dzień sosna uwalnia 16 mikrogramów terpenów na godzinę na każdy gram suchej masy igieł. Terpeny wydzielają nie tylko drzewa iglaste, ale także niektóre drzewa liściaste, w tym topola i eukaliptus. A niektóre drzewa tropikalne są w stanie uwolnić 45 mcg terpenów na 1 g suchej masy liści na godzinę. W rezultacie z jednego hektara lasu iglastego można dziennie uwolnić do 4 kg materii organicznej, a lasu liściastego około 2 kg. Zalesiony obszar Ziemi to miliony hektarów, a każdy z nich emituje rocznie setki tysięcy ton różnych węglowodorów, w tym terpenów. Natomiast węglowodory, jak pokazano na przykładzie metanu, pod wpływem promieniowania słonecznego i w obecności innych zanieczyszczeń przyczyniają się do powstawania ozonu. Jak wykazały eksperymenty, terpeny w odpowiednich warunkach rzeczywiście bardzo aktywnie biorą udział w cyklu atmosferycznych reakcji fotochemicznych z powstawaniem ozonu. Zatem ozon w lesie iglastym to wcale nie fikcja, ale fakt eksperymentalny.

Ozon i zdrowie.

Jak miło jest wybrać się na spacer po burzy! Powietrze jest czyste i świeże, a jego orzeźwiające strumienie zdają się bez wysiłku wpływać do płuc. „To śmierdzi ozonem” – często mówią w takich przypadkach. „Bardzo dobre dla zdrowia.” Czy tak jest?

Kiedyś ozon z pewnością był uważany za korzystny dla zdrowia. Jeśli jednak jego stężenie przekroczy pewien próg, może spowodować wiele nieprzyjemnych konsekwencji. W zależności od stężenia i czasu wdychania ozon powoduje zmiany w płucach, podrażnienie błon śluzowych oczu i nosa, bóle i zawroty głowy, obniżenie ciśnienia krwi; Ozon zmniejsza odporność organizmu na bakteryjne infekcje dróg oddechowych. Maksymalne dopuszczalne stężenie w powietrzu wynosi zaledwie 0,1 μg/l, co oznacza, że ​​ozon jest znacznie groźniejszy od chloru! Jeśli spędzisz kilka godzin w pomieszczeniu, w którym stężenie ozonu wynosi zaledwie 0,4 μg/l, mogą pojawić się bóle w klatce piersiowej, kaszel, bezsenność i pogorszenie ostrości wzroku. Jeśli przez dłuższy czas wdychasz ozon w stężeniu większym niż 2 μg/l, konsekwencje mogą być poważniejsze – nawet odrętwienie i spadek czynności serca. Gdy zawartość ozonu wynosi 8-9 µg/l, w ciągu kilku godzin pojawia się obrzęk płuc, który może być śmiertelny. Jednak tak małe ilości substancji są zwykle trudne do analizy przy użyciu konwencjonalnych metod chemicznych. Na szczęście człowiek odczuwa obecność ozonu już przy bardzo niskich stężeniach - ok. 1 μg/l, przy czym papierek skrobiowo-jodowy nie zmieni jeszcze koloru na niebieski. Niektórym zapach ozonu w małych stężeniach przypomina zapach chloru, innym – dwutlenku siarki, jeszcze innym – czosnku.

Nie tylko sam ozon jest toksyczny. Przy jego udziale w powietrzu powstaje np. azotan peroksyacetylu (PAN) CH3-CO-OONO2 - substancja posiadająca działanie silnie drażniące, m.in. łzawiące, utrudniające oddychanie, a w większych stężeniach powodujące paraliż serca. PAN jest jednym ze składników tzw. smogu fotochemicznego powstającego latem w zanieczyszczonym powietrzu (słowo to pochodzi od angielskiego smoke – smoke i Fog – mgła). Stężenie ozonu w smogu może sięgać 2 µg/l, czyli 20 razy więcej niż maksymalna dopuszczalna wartość. Należy również wziąć pod uwagę, że łączne działanie ozonu i tlenków azotu w powietrzu jest kilkadziesiąt razy silniejsze niż każdej substancji z osobna. Nic więc dziwnego, że skutki takiego smogu w dużych miastach mogą być katastrofalne, zwłaszcza jeśli powietrze nad miastem nie będzie przewiewane przez „przeciągi” i powstanie strefa zastoju. I tak w Londynie w 1952 roku w ciągu kilku dni z powodu smogu zmarło ponad 4000 osób. A smog w Nowym Jorku w 1963 roku zabił 350 osób. Podobne historie miały miejsce w Tokio i innych dużych miastach. Nie tylko ludzie cierpią z powodu ozonu atmosferycznego. Amerykańscy badacze wykazali na przykład, że na obszarach o wysokim stężeniu ozonu w powietrzu żywotność opon samochodowych i innych wyrobów gumowych ulega znacznemu skróceniu.

Jak zmniejszyć zawartość ozonu w warstwie gruntu? Ograniczenie emisji metanu do atmosfery jest mało realistyczne. Pozostaje inny sposób - ograniczenie emisji tlenków azotu, bez których cykl reakcji prowadzących do ozonu nie może przebiegać. Ta droga również nie jest łatwa, gdyż tlenki azotu emitują nie tylko samochody, ale także (głównie) elektrownie cieplne.

Źródła ozonu znajdują się nie tylko na ulicach. Powstaje w pracowniach rentgenowskich, w gabinetach fizjoterapii (jego źródłem są lampy rtęciowo-kwarcowe), podczas pracy urządzeń kopiujących (kopiarek), drukarek laserowych (tutaj przyczyną jego powstawania jest wyładowanie wysokiego napięcia). Ozon jest nieuniknionym towarzyszem produkcji spawania łukiem perhydrolowym i argonowym. Aby ograniczyć szkodliwe działanie ozonu, konieczne jest posiadanie sprzętu wentylacyjnego w pobliżu lamp ultrafioletowych i dobra wentylacja pomieszczenia.

A jednak uznanie ozonu za substancję niewątpliwie szkodliwą dla zdrowia jest mało słuszne. Wszystko zależy od jego stężenia. Badania wykazały, że świeże powietrze świeci bardzo słabo w ciemności; Przyczyną świecenia są reakcje utleniania z udziałem ozonu. Jarzenie obserwowano także podczas wytrząsania wody w kolbie, do której wcześniej wprowadzono ozonowany tlen. Poświata ta zawsze wiąże się z obecnością niewielkich ilości zanieczyszczeń organicznych w powietrzu lub wodzie. Kiedy świeże powietrze zmieszało się z wydychanym oddechem, intensywność blasku wzrosła dziesięciokrotnie! I nie jest to zaskakujące: w wydychanym powietrzu stwierdzono mikrozanieczyszczenia etylenu, benzenu, aldehydu octowego, formaldehydu, acetonu i kwasu mrówkowego. Są „podświetlane” przez ozon. Jednocześnie „zestarzały”, tj. powietrze całkowicie pozbawione ozonu, choć bardzo czyste, nie wydziela blasku, a człowiek odbiera je jako „stęchłe”. Takie powietrze można porównać do wody destylowanej: jest bardzo czyste, praktycznie wolne od zanieczyszczeń, a picie go jest szkodliwe. Zatem całkowity brak ozonu w powietrzu najwyraźniej jest również niekorzystny dla człowieka, ponieważ zwiększa w nim zawartość mikroorganizmów i prowadzi do gromadzenia się szkodliwych substancji i nieprzyjemnych zapachów, które ozon niszczy. Tym samym staje się oczywista potrzeba regularnej i długotrwałej wentylacji pomieszczeń, nawet jeśli nie ma w nich ludzi: w końcu ozon, który dostanie się do pomieszczenia, nie zatrzymuje się w nim długo - częściowo ulega rozkładowi, a w dużej mierze osiada (adsorbuje) na ścianach i innych powierzchniach. Trudno powiedzieć, ile ozonu powinno znajdować się w pomieszczeniu. Jednak w minimalnych stężeniach ozon jest prawdopodobnie niezbędny i korzystny.

Zatem ozon jest bombą zegarową. Jeśli zostanie właściwie wykorzystany, będzie służył ludzkości, ale gdy tylko zostanie wykorzystany do innych celów, natychmiast doprowadzi do globalnej katastrofy, a Ziemia zamieni się w planetę podobną do Marsa.

Gaz taki jak ozon ma niezwykle cenne właściwości dla całej ludzkości. Pierwiastkiem chemicznym, z którego powstaje, jest O. W rzeczywistości ozon O 3 jest jedną z alotropowych modyfikacji tlenu, składającą się z trzech jednostek wzoru (O–O–O). Pierwszym i bardziej znanym związkiem jest sam tlen, a dokładniej gaz, który tworzą dwa jego atomy (O=O) - O 2.

Alotropia to zdolność jednego pierwiastka chemicznego do tworzenia wielu prostych związków o różnych właściwościach. Dzięki niej ludzkość poznała i wykorzystuje substancje takie jak diament i grafit, siarkę jednoskośną i rombową, tlen i ozon. Pierwiastek chemiczny posiadający tę zdolność niekoniecznie ogranicza się do tylko dwóch modyfikacji; niektóre mają ich więcej.

Historia otwierania połączeń

Jednostka składowa wielu substancji organicznych i mineralnych, w tym takich jak ozon, pierwiastek chemiczny, którego oznaczenie to O - tlen, przetłumaczone z greckiego „oxys” - kwaśny i „gignomai” - rodzić.

Nowy został po raz pierwszy odkryty podczas eksperymentów z wyładowaniami elektrycznymi w 1785 roku przez Holendra Martina van Maroon, którego uwagę przykuł specyficzny zapach. Sto lat później Francuz Schönbein zauważył jego obecność po burzy, w wyniku czego gaz nazwano „cuchnącym”. Jednak naukowcy zostali nieco oszukani, wierząc, że ich zmysł węchu wyczuwa sam ozon. Zapach, który poczuli, był zapachem czegoś utlenionego w wyniku reakcji z O3, ponieważ gaz jest bardzo reaktywny.

Struktura elektronowa

O2 i O3, pierwiastki chemiczne, mają ten sam fragment strukturalny. Ozon ma bardziej złożoną strukturę. W tlenie wszystko jest proste - dwa atomy tlenu są połączone podwójnym wiązaniem składającym się ze składnika ϭ i π, zgodnie z wartościowością pierwiastka. O 3 ma kilka struktur rezonansowych.

Wiązanie wielokrotne łączy dwa atomy tlenu, a trzeci ma wiązanie pojedyncze. Zatem w wyniku migracji składnika π w ogólnym obrazie trzy atomy mają półzwiązek. Wiązanie to jest krótsze niż wiązanie pojedyncze, ale dłuższe niż wiązanie podwójne. Eksperymenty przeprowadzone przez naukowców wykluczają możliwość cykliczności cząsteczki.

Metody syntezy

Aby powstał gaz taki jak ozon, pierwiastek chemiczny tlen musi być obecny w środowisku gazowym w postaci pojedynczych atomów. Takie warunki powstają, gdy cząsteczki tlenu O 2 zderzają się z elektronami podczas wyładowań elektrycznych lub innych cząstek o dużej energii, a także gdy są naświetlane światłem ultrafioletowym.

Lwia część całkowitej ilości ozonu w naturalnych warunkach atmosferycznych powstaje w procesie fotochemicznym. Człowiek woli w działalności chemicznej stosować inne metody, takie jak np. synteza elektrolityczna. Polega na umieszczeniu elektrod platynowych w wodnym ośrodku elektrolitu i przyłożeniu prądu. Schemat reakcji:

H 2 O + O 2 → O 3 + H 2 + mi -

Właściwości fizyczne

Tlen (O) jest jednostką składową substancji takiej jak ozon – pierwiastek chemiczny, którego wzór oraz względna masa molowa są podane w układzie okresowym. Tworząc O 3, tlen uzyskuje właściwości radykalnie odmienne od właściwości O 2.

Niebieski gaz jest normalnym stanem związku, takiego jak ozon. Pierwiastek chemiczny, wzór, charakterystyka ilościowa – wszystko to ustalono podczas identyfikacji i badania tej substancji. dla temperatury -111,9°C stan upłynniony ma kolor ciemnofioletowy, przy dalszym spadku stopnia do -197,2°C rozpoczyna się topienie. W stanie stałym agregacji ozon przybiera czarną barwę z fioletowym odcieniem. Jego rozpuszczalność jest dziesięciokrotnie wyższa niż ta właściwość tlenu O2. Już przy najmniejszych stężeniach w powietrzu wyczuwalny jest zapach ozonu, który jest ostry, specyficzny i przypomina zapach metalu.

Właściwości chemiczne

Ozon jest bardzo aktywny z punktu widzenia reakcji. Pierwiastkiem chemicznym, który go tworzy, jest tlen. Cechami determinującymi zachowanie ozonu w interakcji z innymi substancjami są wysoka zdolność utleniająca i niestabilność samego gazu. W podwyższonych temperaturach rozkłada się z niespotykaną dotąd szybkością, proces ten przyspieszają także katalizatory takie jak tlenki metali, tlenki azotu i inne. Właściwości utleniacza są nieodłącznie związane z ozonem ze względu na cechy strukturalne cząsteczki i ruchliwość jednego z atomów tlenu, który po oddzieleniu przekształca gaz w tlen: O 3 → O 2 + O·

Tlen (cegiełka, z której zbudowane są cząsteczki substancji takich jak tlen i ozon) jest pierwiastkiem chemicznym. Jak zapisano w równaniach reakcji - O·. Ozon utlenia wszystkie metale z wyjątkiem złota, platyny i jej podgrupy. Reaguje z gazami atmosferycznymi – tlenkami siarki, azotu i innymi. Substancje organiczne nie pozostają obojętne, szczególnie szybko zachodzą procesy rozrywania wiązań wielokrotnych poprzez tworzenie związków pośrednich. Niezwykle ważne jest, aby produkty reakcji były nieszkodliwe dla środowiska i ludzi. Są to woda, tlen, wyższe tlenki różnych pierwiastków i tlenki węgla. Binarne związki wapnia, tytanu i krzemu z tlenem nie oddziałują z ozonem.

Aplikacja

Głównym obszarem stosowania gazu „pachnącego” jest ozonowanie. Ta metoda sterylizacji jest znacznie skuteczniejsza i bezpieczniejsza dla organizmów żywych niż dezynfekcja chlorem. Nie powstają toksyczne pochodne metanu zastępowane niebezpiecznym halogenem.

Coraz częściej tę metodę sterylizacji środowiska stosuje się w przemyśle spożywczym. Ozon stosowany jest do oczyszczania urządzeń chłodniczych i miejsc przechowywania żywności, a także do usuwania nieprzyjemnych zapachów.

W medycynie niezastąpione są także właściwości dezynfekcyjne ozonu. Dezynfekują rany roztworami fizjologicznymi. Ozonuje się krew żylną, a za pomocą „cuchnącego” gazu leczy się wiele chorób przewlekłych.

Odnajdywanie w naturze i znaczeniu

Prosta substancja ozon jest elementem składu gazowego stratosfery, obszaru przestrzeni bliskiej Ziemi, położonego w odległości około 20-30 km od powierzchni planety. Uwalnianie się tego związku następuje podczas procesów związanych z wyładowaniami elektrycznymi, podczas spawania oraz podczas pracy kopiarek. Ale to w stratosferze powstaje i zawiera 99% całkowitej ilości ozonu znajdującego się w atmosferze ziemskiej.

Obecność gazu w przestrzeni blisko Ziemi okazała się niezwykle istotna. Tworzy tzw. warstwę ozonową, która chroni wszystkie żywe istoty przed śmiercionośnym promieniowaniem ultrafioletowym Słońca. Dziwne, ale oprócz ogromnych korzyści sam gaz jest niebezpieczny dla ludzi. Wzrost stężenia ozonu w powietrzu, którym oddycha człowiek, jest szkodliwy dla organizmu ze względu na jego ekstremalną aktywność chemiczną.

MOSKWA, 16 września – RIA Nowosti. Międzynarodowy Dzień Ochrony Warstwy Ozonowej, cienkiej „tarczy” chroniącej całe życie na Ziemi przed szkodliwym promieniowaniem ultrafioletowym Słońca, obchodzony jest w poniedziałek 16 września – tego dnia w 1987 roku podpisano słynny Protokół Montrealski.

W normalnych warunkach ozon, czyli O3, jest bladoniebieskim gazem, który po ochłodzeniu zamienia się w ciemnoniebieską ciecz, a następnie w niebiesko-czarne kryształy. Ogółem ozon w atmosferze planety stanowi około 0,6 części na milion objętościowo, co oznacza na przykład, że w każdym metrze sześciennym atmosfery znajduje się tylko 0,6 centymetra sześciennego ozonu. Dla porównania dwutlenek węgla w atmosferze wynosi już około 400 części na milion – czyli więcej niż dwie szklanki na ten sam metr sześcienny powietrza.

Tak naprawdę tak małe stężenie ozonu można nazwać błogosławieństwem dla Ziemi: gaz ten, który tworzy ratującą życie warstwę ozonową na wysokości 15-30 kilometrów, jest znacznie mniej „szlachetny” w bezpośrednim sąsiedztwie człowieka . Według rosyjskiej klasyfikacji ozon należy do substancji najwyższej, pierwszej klasy zagrożenia – jest bardzo silnym utleniaczem, wyjątkowo toksycznym dla człowieka.

Międzynarodowy Dzień Ochrony Warstwy OzonowejW 1994 roku Zgromadzenie Ogólne ONZ ogłosiło 16 września Międzynarodowym Dniem Ochrony Warstwy Ozonowej. Tego dnia w 1987 roku podpisano Protokół montrealski w sprawie substancji zubożających warstwę ozonową.

W zrozumieniu różnych właściwości ozonu złożonego RIA Novosti pomógł Wadim Samojłowicz, starszy pracownik naukowy w Laboratorium Katalizy i Elektrochemii Gazowej Wydziału Chemii Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego im. Łomonosowa.

Tarcza ozonowa

"To dość dobrze zbadany gaz, prawie wszystko zostało zbadane - wszystko nigdy się nie dzieje, ale najważniejsze (jest znane) ... Ozon ma wiele różnych zastosowań. Ale nie zapominaj, że ogólnie rzecz biorąc, życie powstało dzięki do warstwy ozonowej – to prawdopodobnie najważniejszy moment” – mówi Samoilovich.

W stratosferze ozon powstaje z tlenu w wyniku reakcji fotochemicznych - reakcje takie rozpoczynają się pod wpływem promieniowania słonecznego. Tam stężenie ozonu jest już wyższe – około 8 mililitrów na metr sześcienny. Gaz ulega zniszczeniu, gdy „spotyka się” z pewnymi związkami, na przykład atomowym chlorem i bromem - są to substancje wchodzące w skład niebezpiecznych chlorofluorowęglowodorów, lepiej znanych jako freony. Przed Protokołem Montrealskim wykorzystywano je m.in. w przemyśle chłodniczym oraz jako paliwo w nabojach gazowych.

Protokół ochrony warstwy ozonowej spełnił swoje zadanie – twierdzą naukowcyProtokół Montrealski spełnił swój cel – obserwacje wskazują, że zawartość substancji zubożających warstwę ozonową w atmosferze maleje, a dzięki porozumieniu środowisko naukowe poczyniło ogromny postęp w zrozumieniu procesów zachodzących w atmosferze związanych z ozonem warstwy, powiedział przedstawiciel Rosji w Międzynarodowej Komisji Ozonowej, czołowy naukowiec, powiedział RIA Nowosti Obuchow Instytut Fizyki Atmosfery Rosyjskiej Akademii Nauk Aleksander Gruzdev.

W 2012 roku, kiedy Protokół Montrealski obchodził 25. rocznicę swojego istnienia, eksperci z Programu Narodów Zjednoczonych ds. Ochrony Środowiska (UNEP) uznali ochronę warstwy ozonowej za jedną z zaledwie czterech kluczowych kwestii środowiskowych, w których ludzkość poczyniła znaczące postępy. Jednocześnie UNEP zauważył, że od 1998 r. zawartość ozonu w stratosferze przestała spadać i według prognoz naukowców do lat 2050-2075 może powrócić do poziomów notowanych przed 1980 r.

Smog ozonowy

30 kilometrów od powierzchni Ziemi ozon „zachowuje się” dobrze, ale w troposferze, czyli warstwie powierzchniowej, okazuje się niebezpieczną substancją zanieczyszczającą. Według UNEP stężenie ozonu troposferycznego na półkuli północnej wzrosło prawie trzykrotnie w ciągu ostatnich 100 lat, co czyni go trzecim najważniejszym „antropogenicznym” gazem cieplarnianym.

Tutaj ozon również nie jest uwalniany do atmosfery, ale powstaje pod wpływem promieniowania słonecznego w powietrzu, które jest już zanieczyszczone „prekursorami” ozonu - tlenkami azotu, lotnymi węglowodorami i niektórymi innymi związkami. W miastach, w których ozon jest jednym z głównych składników smogu, za jego pojawienie się pośrednio „winią” emisje pojazdów.

Nie tylko ludzie i klimat cierpią z powodu ozonu w warstwie przyziemnej. UNEP szacuje, że zmniejszenie stężenia ozonu w troposferze mogłoby pomóc w ochronie około 25 milionów ton ryżu, pszenicy, soi i kukurydzy, które co roku są tracone z powodu tego gazu, który jest toksyczny dla roślin.

Eksperci Primorye: pojawiają się dziury ozonowe, ale nie jest jasne, kto jest winienPrzyczyny dziur ozonowych nadal pozostają tematem kontrowersyjnym wśród ekspertów. W dniu ochrony warstwy ozonowej eksperci Primorye opowiedzieli RIA Novosti o tym, jakie są teorie na temat jej zniszczeń i jak bardzo na stan tej części stratosfery wpływają sąsiednie Chiny, których energia opiera się na węglu.

Właśnie dlatego, że ozon przyziemny nie jest już tak przydatny, eksperci służb meteorologicznych i monitoringu środowiska na bieżąco monitorują jego stężenie w powietrzu dużych miast, w tym Moskwy.

Ozon jest korzystny

„Jedną z bardzo interesujących właściwości ozonu jest działanie bakteriobójcze. Pod względem działania bakteriobójczego jest to praktycznie pierwsza spośród wszystkich tego typu substancji, chloru, nadtlenku manganu, tlenku chloru” – zauważa Wadim Samoilowicz.

Ta sama ekstremalna natura ozonu, która czyni go bardzo silnym utleniaczem, wyjaśnia zastosowania tego gazu. Ozon służy do sterylizacji i dezynfekcji pomieszczeń, odzieży, narzędzi oraz oczywiście do oczyszczania wody – zarówno pitnej, jak i przemysłowej, a nawet ścieków.

Ponadto – podkreśla ekspert, w wielu krajach ozon stosowany jest jako substytut chloru w instalacjach do bielenia celulozy.

"Chlor (podczas reakcji) z materią organiczną wytwarza odpowiednio chloroorganiczny, który jest znacznie bardziej toksyczny niż sam chlor. W zasadzie tego (pojawiania się toksycznych odpadów - red.) można uniknąć albo poprzez gwałtowne zmniejszenie stężenia chloru, albo po prostu go wyeliminować. Jedną z opcji jest zastąpienie chloru ozonem” – wyjaśnił Samoilovich.

Powietrze można również ozonować, co również daje ciekawe wyniki - na przykład według Samoilovicha w Iwanowie specjaliści z Ogólnorosyjskiego Instytutu Badawczego Bezpieczeństwa i Higieny Pracy wraz ze współpracownikami przeprowadzili cały szereg badań, podczas których „w przędzeniu sklepach do zwykłych kanałów wentylacyjnych dodano pewną ilość ozonu.” W rezultacie spadła częstość występowania chorób układu oddechowego, a wręcz przeciwnie, wzrosła wydajność pracy. Ozonowanie powietrza w magazynach żywności może zwiększyć jego bezpieczeństwo i są takie doświadczenia także w innych krajach.

Ozon jest toksyczny

Loty australijskie wytwarzają najbardziej toksyczny ozonNaukowcy odkryli „miejsce” o szerokości tysiąca kilometrów na Oceanie Spokojnym, w którym ozon troposferyczny jest wytwarzany najskuteczniej, a także zidentyfikowali loty, które wytwarzają najwięcej ozonu – z których wszystkie kończą się w Australii lub Nowej Zelandii.

Problem ze stosowaniem ozonu jest wciąż ten sam – jego toksyczność. W Rosji maksymalne dopuszczalne stężenie (MPC) ozonu w powietrzu atmosferycznym wynosi 0,16 miligrama na metr sześcienny, a w powietrzu w miejscu pracy - 0,1 miligrama. Dlatego zauważa Samoilovicha, samo ozonowanie wymaga stałego monitorowania, co znacznie komplikuje sprawę.

"Ta technika jest nadal dość złożona. Wylej wiadro jakiegoś środka bakteriobójczego - jest o wiele prostsze, wylej i tyle, ale tutaj trzeba patrzeć, musi być jakieś przygotowanie" - mówi naukowiec.

Ozon szkodzi organizmowi człowieka powoli, ale poważnie – przy długotrwałym narażeniu na powietrze zanieczyszczone ozonem wzrasta ryzyko chorób układu krążenia i układu oddechowego. Reagując z cholesterolem tworzy nierozpuszczalne związki, co prowadzi do rozwoju miażdżycy.

"Przy stężeniach powyżej najwyższych dopuszczalnych poziomów mogą wystąpić bóle głowy, podrażnienie błon śluzowych, kaszel, zawroty głowy, ogólne zmęczenie i spadek czynności serca. Toksyczny ozon przyziemny prowadzi do pojawienia się lub zaostrzenia chorób układu oddechowego, dzieci, osoby starsze , a astmatycy są zagrożeni” – zauważono na stronie internetowej Centralnego Obserwatorium Aerologicznego (CAO) firmy Roshydromet.

Ozon jest wybuchowy

Ozon jest szkodliwy nie tylko przy wdychaniu, ale także zapałki należy chować, gdyż gaz ten jest bardzo wybuchowy. Tradycyjnie „próg” niebezpiecznego stężenia ozonu wynosi 300–350 mililitrów na litr powietrza, chociaż niektórzy naukowcy pracują nad wyższymi poziomami – mówi Samoilovich. Ale ciekły ozon – ten sam niebieski płyn, który ciemnieje w miarę ochładzania – eksploduje samoistnie.

To właśnie uniemożliwia zastosowanie ciekłego ozonu jako utleniacza w paliwie rakietowym – takie pomysły pojawiły się wkrótce po rozpoczęciu ery kosmicznej.

"Nasze laboratorium na uniwersytecie powstało właśnie na tym pomyśle. Każde paliwo rakietowe ma swoją wartość opałową w reakcji, czyli ile ciepła wydziela się podczas spalania, a co za tym idzie, jaką moc będzie miała rakieta. Wiadomo więc, że że najpotężniejszą opcją jest zmieszanie ciekłego wodoru z ciekłym ozonem... Jest jednak jedna wada: ciekły ozon eksploduje i to samoistnie, czyli bez wyraźnej przyczyny” – mówi przedstawiciel Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego.

Według niego zarówno laboratoria radzieckie, jak i amerykańskie włożyły „ogromny wysiłek i czas, próbując sprawić, by było to w jakiś sposób bezpieczne (afera) – okazało się, że nie da się tego zrobić”. Samoilovich wspomina, że ​​kiedy kolegom ze Stanów Zjednoczonych udało się uzyskać szczególnie czysty ozon, który „zdawało się” nie eksplodować, „wszyscy już uderzali w kotły”, ale wtedy cała fabryka eksplodowała i prace zostały wstrzymane.

„Mieliśmy przypadki, że powiedzmy kolba z ciekłym ozonem siedzi i stoi, wlewa się do niej ciekły azot, a potem - albo azot się wygotuje, albo coś - przychodzisz i połowy instalacji brakuje, wszystko zostało rozwalony w pył. Dlaczego eksplodował – kto wie” – zauważa naukowiec.