Озон. Физико-химические свойства

Получение и свойства. После грозы воздух чист и свеж, без всяких усилий сам втекает в легкие. "Озоном пахнет, - говорим мы в таких случаях. - полезно для здоровья." Так ли это? Что мы знаем об этом удивительном веществе - озоне? Впервые с ощутимыми количествами озона люди встретились, когда были изобретены электростатические машины, наподобие тех, которые сегодня можно увидеть в школьных кабинетах физики. Так что первые с озоном познакомились не химики, а физики. Впервые описавший в 1785 г. озон голландский физик Мартин Ван Марум считал даже, что им обнаружена особая "электрическая материя". Он получил О3, подвергая кислород действию электрических искр. Название же озону дал в 1840 г. уже химик-швейцарец Кристиан Шенбейн; он использовал греческое слово оzоn - пахнущий. Оказалось, что О3 действительно родственник О2, только значительно более агрессивный. Даже малоактивная при комнатной температуре ртуть - теряет свой блеск и приобретает способность прилипать к стеклу. Окисляется озоном и серебро. Озон представляет аллотропное видоизменение молекулы О2 и состоит из 3-х атомов. Аллотропия - явление существования химического элемента в виде 2-х или нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам.

Озон и кислород - единственный пример образования одним химическим элементом 2-х газообразных (при н.у.) простых веществ. Путь к озону всегда одинаков - сначала надо получить свободные атомы кислорода, например, разрушив молекулу кислорода:

О2 > 20 (- 500 кДж/моль).

Молекулы О2 очень прочные, для их разрушения нужно затратить очень большую энергию (УФ-излучение с л < 242 нм). Правда, в ходе 2-ой реакции:

О + О2 > О3 (+ 107 кДж/моль)

часть затраченной энергии выделяется, но суммарная реакция: 3 О2 > 2 О3 остается весьма невыгодной. Необходимую энергию для разрыва связей в О2 проще всего получить физическими методами - действием на О2 электрическими разрядами, УФ-лучами, быстрыми электронами и другими частицами высокой энергии.

Озоном всегда пахнет около работающих электрических машин, около ртутно-кварцевых ламп, излучающих ультрафиолет.

Возможны и чисто химические способы получения озона, правда, в маленьких количествах:

1. Электролиз подкисленной воды (Шейнбейн обнаружил О3 при электролизе разбавленных растворов Н24);

2. При разложении соединений с высоким содержанием О2 - КмnО4, К2Сr2О7 и др.

Обратная реакция образования О2 из О3, наоборот, идет с выделением энергии и потому осуществляется довольно легко. Соответственно, О3 неустойчив. Он разлагается медленно при t ~ 70 0С и быстро - > 100 0С. Например, достаточно пропустить О3 через нагретую трубку, на выходе получим чистый О2. Скорость разложения О3 ускоряется в присутствии катализаторов, которыми могут быть и газы (NО, N2, Сl2, а также водород-, азот- и хлорсодержащие формы), и твердые вещества (металлы, их оксиды и многие др. поверхности). Трудность перевода О2 в О3 и легкость обратного превращения долгое время приводила к тому, что долго никому не удавалось получить чистый озон и изучить его свойства. Вначале его удалось получить лишь в жидком и твердом виде. Оказалось, что озон сжижается значительно легче, чем О2 - "всего лишь" при - 112 0С (О2 при - 183 0С). Поэтому для получения жидкого озона достаточно пропустить озонированный кислород через трубку, охлаждаемую жидким воздухом. Если охлаждать трубку жидким азотом, то озон затвердевает при t = - 193 0С. Твердый озон имеет сине-черный цвет (почему?).

Опыты с О3 небезопасны. Газообразный озон способен взрываться при его концентрации в воздухе > 9 %. Еще опаснее работа с жидким или твердым озоном - при контакте с окисляющими веществами он взрывается. Ученые для хранения высококонцентрированного озона придумали адсорбировать его при низкой температуре на силикагеле. Еще более эффективными в этом отношении оказались некоторые инертные растворители: ССl4, фреоны (фторированные углеводороды) при пониженной температуре. Раствор озона во фреоне - голубая жидкость, которую можно хранить в металлических автоклавах при t = - 50 0С.

Озон чрезвычайно реакционноспособен. Он сильнейший окислитель и уступает только фтору и фториду кислорода. (ОF2). Выступая в качестве окислителя, молекула О3 использует, как правило, только один атом кислорода, а два других выделяются в виде свободного О2, например:

2КJ + О3 + Н2О > J2 + 2КОН + О2

Аналогично окисляются FеSО4, МnSО4 и др. соединения, однако, иногда молекула озона использует все три атома кислорода, например:

3 SО2 + О3 > 3 SО3

2S + О3 > Nа23;

При наличии в воздухе предельных углеводородов, тропосферный озон участвует в физико-химическом смоге через посредничество радикалов гидроксида (ОН) в процессе окисления углеводородов. Рассмотрим метан:

1) СН4 + ОН > СН3 + Н2О

2) СН + О2 > СН3-О-О- СН3- + NО2

3) СН3О- + О2 > НСОН + Н-О-О-

формальдегид

4) НО + NО > NО2 + ОН-

Эти реакции показывают, что оксид азота (II), (NО) - превращается в NО2, а алкан (СН4) в альдегид, в данном случае муравьиный (НСНО). Заметим, что радикал (ОН-) восстанавливается, поэтому может считаться в некотором роде катализатором. Альдегиды также могут претерпевать воздействие радикалов ОН-:

5). СН3-СОН + ОН- > СН3С-О- + Н2О

Альдегид

6). СН3 -С- О- + NО > NО2 + СН3СОО-

7). СН3СО-О- > СН + СО2

пергидроксиацетил

Т.е. метильный радикал (реакция 7) может возвращаться в процесс физико-химического смога (реакция 2).

Кроме того, пергидроксиацетиловый радикал взаимодействуя с NО2 образует раздражающий газ пероксиацетилнитрат (ПАН):

СН3-СОН + NО2 > СН3СО-О-О-NО2 , (ПАН).

Органические вещества, с которыми озон соприкасается, он обычно разрушает. Так озон, в отличие от хлора, способен расщеплять бензольное кольцо. При работе с О3 нельзя использовать резиновые трубки и шланги - они моментально "прохудятся". Для повышения их озоностойкости в состав резин вводят антизонаты, наносят озоностойкие покрытия, делают химическую обработку покрытия (например, гидрирование). Реакции озона с органическими соединениями идут с выделением большого количества энергии. Например, эфир, спирт, метан самовоспламеняются при соприкосновении с озонированным воздухом. Для нас же озон важен, прежде всего, как эффективное средство для обеззараживания питьевой воды и как "защитный экран", задерживающий в атмосфере жесткие УФ-лучи.

Начнем с дезинфицирующих свойств озона.

В 20 веке найдено много способов обеззараживания воды, причем часть основывается на химической обработке воды (Сl2, О3, Н2О2, серебро), а часть - на физическом воздействии (обработка УФ-лучами, высокочастотными волнами, ультразвуком, рентгеновскими и гамма-лучами).

Самый простой и дешевый способ - хлорирование газообразным хлором. Последний легко растворяется в воде, а также химически взаимодействует с ней, образуя соляную и хлорноватую кислоту. И хлор и хлорноватая кислота (НСlО) - сильные окислители, губительно действующие на микробы. Хлор вводят в воду с таким расчетом, чтобы он мог окислить все, что поддается окислению (~ 2 мг/л). В случае "перестраховки", когда хлора добавляют больше, чем нужно, его остаток придает воде неприятный запах, особенно при ее нагревании, когда растворимость хлора снижается. Ничтожные примеси хлора в питьевой воде не представляют опасности для здоровья, хотя вода приобретает неприятный привкус. Однако некоторые примеси в воде под действием Сl2 не окисляются, а хлорируются и при этом превращаются в очень дурно пахнущие соединения. Еще в 1974 г. Агентство по защите окружающей среды в США обнаружило в питьевой воде Нового Орлеана (правда, в небольших количествах) 66 различных хлорированных органических соединений! В последние годы стало очевидным, что некоторые примеси в воде после их хлорирования превращаются в чрезвычайно токсичные соединения (например, диоксины). О диоксинах речь впереди, сегодня назовем лишь ТХДД - 2,3,7,8 - тетрахлордибензо-n-диоксин, который в 150 000 раз токсичнее КСN и считается сегодня самым ядовитым из синтезированных химических соединений. Поэтому встал вопрос о замене хлорирования воды озонированием, что озонированная вода не приобретает постороннего запаха или вкуса. При полном окислении озоном многих органических соединений образуются совершенно безвредные вещества - углекислый газ и вода. Продукты окисления озоном даже таких загрязнителей, как фенолы, цианиды, ПАВ, сульфиты, хлорамины представляют собой безвредные соединения без цвета, запаха. Избыток же озона довольно быстро распадается с образованием безвредного (даже полезного) - кислорода. Однако озонирование воды обходится дороже, чем хлорирование (например, О3 нельзя перевозить, он должен производиться на месте использования), что препятствует широкому применению озонирования питьевой воды.

 
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ   Скачать   След >