Ozon
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
O3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Masa molowa |
48,00 g/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wygląd |
bladoniebieski gaz o charakterystycznym zapachu; niebieska ciecz; fioletowoczarne ciało stałe[1][2] | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| PubChem | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| DrugBank | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ozon (stgr. ὄζον [odzon] – pachnący[7]), tritlen lub trójtlen (O3) – alotropowa odmiana tlenu składająca się z trójatomowych cząsteczek[8][1][9].
Posiada silne własności aseptyczne i toksyczne, w związku z czym stosowany jest przy dezynfekcji wody. Naturalnie gromadzi się w stratosferze tworząc warstwę ozonową, która pochłania część promieniowania z zakresu nadfioletu o długości fali między 200 nm a 300 nm[10] dochodzącego ze Słońca do Ziemi.
Budowa
[edytuj | edytuj kod]Homoatomowa cząsteczka ozonu zbudowana jest z trzech atomów tlenu związanych wiązaniami o długości 1,28 Å pod kątem 116,8° w stanie gazowym[8] oraz 117,9° w stanie stałym[11]. Może występować w dwóch stanach elektronowych: trypletowym i singletowym. Pierwsza z tych form ma charakter dwurodnika[12], druga zaś 1,3-dipola[13]. Najprostszym modelem teoretycznym, pozwalającym jakościowo opisać strukturę elektronową ozonu jest przedstawienie go w formie dwóch struktur rezonansowych.
Występowanie i otrzymywanie
[edytuj | edytuj kod]Ozon powstaje z tlenu pod wpływem czynników dostarczających dużą energię, np. podczas naturalnych wyładowań elektrycznych w atmosferze lub pod wpływem promieniowania UV-C (λmaks. ≈ 209 nm)[1], w wyniku rozpadu cząsteczek O2 pod wpływem światła i dalszego łączenia się ich, według równań:
- O2 _hν_͕ 2O
- O2 + O → O3
oraz zgodnie z reakcją[14]
- 3O2 → 2O3
Otrzymywany jest sztucznie w ozonizatorach, w których prowadzone są ciche wyładowania elektryczne. Uzyskuje się stężenie 5–8% ozonu w powietrzu lub ok. 15%, jeśli stosuje się czysty tlen. W celu zmagazynowania absorbuje się go na żelu krzemionkowym[1].
Właściwości chemiczne i fizyczne
[edytuj | edytuj kod]W warunkach normalnych ozon jest niebieskim gazem[8][1][9], o większej gęstości od powietrza[15]. W temperaturze od −193 °C do −111 °C jest fioletową cieczą[16]. Jest wyczuwalny w stężeniach od 0,2 mg/m3[17].
Jest gazem niepalnym, ma natomiast zdolność, podobnie, jak ditlen – O2, podtrzymywać proces spalania. Dobrze rozpuszcza się w wodzie. Jest nietrwały termicznie i rozpada się stopniowo do tlenu już w temperaturze pokojowej. W stanie ciekłym ma skłonność do rozkładu wybuchowego przy kontakcie ze śladowymi ilościami substancji organicznych i reduktorów, a także w wyniku wszelkich gwałtownych zmian fizycznych, np. wstrząsu, raptownego ogrzania lub ochłodzenia itp. Zanotowano też wybuch zestalonego ozonu. Wybuchy ozonu są bardzo silne i prowadzą często do całkowitego zniszczenia aparatury nawet przy pracy z kilkoma gramami substancji[11].
Jest silnym utleniaczem, zdolnym np. do utlenienia siarkowodoru do kwasu siarkowego[18]:
- 3H2S + 4O3 → 3H2SO4
Historia
[edytuj | edytuj kod]Zapach ozonu był znany zawsze jako unoszący się po burzy. W 1839 roku Christian Friedrich Schönbein, profesor chemii na Universität Basel, stwierdził jego występowanie w okolicy łuku elektrycznego i przy anodzie (elektrodzie dodatniej) podczas elektrolizy wody. Wykorzystując ogniwo Grove'a jako źródło prądu uzyskał większe ilości ozonu i zbadał jego właściwości[19]. W 1840 r. zasugerował, że jest to nowa substancja chemiczna[19][20]. Idąc za sugestią Wilhelma Bilfingera, profesora greki na tym samym uniwersytecie, nazwał odkrytą substancję ozonem[19]. W 1845 r. Jean Charles de Marignac i Auguste Arthur de la Rive ustalili, że ozon jest odmianą tlenu[9]. Wzór O3 ustalony został w roku 1865 przez Jacques’a-Louisa Soreta. Pierwsze skroplenie ozonu w mieszaninie z tlenem opisali P. Hautefille i J. Chappuis w roku 1882. W roku 1887 Karol Olszewski opisał skroplenie ozonu za pomocą schłodzenia w ciekłym tlenie i oszacował jego temperaturę wrzenia na −106 °C, natomiast nie zdołał uzyskać ozonu w stanie krystalicznym. Stały ozon uzyskali E. H. Riesenfeld i G.-M. Schwab (1922) w wyniku bardzo powolnego schładzania w ciekłym wodorze (−253 °C), jednak określili oni błędną temperaturę topnienia −251 °C, którą w następnym roku skorygował na −194 °C G.-M. Schwab w swojej rozprawie doktorskiej. Współcześnie akceptowaną wartość −193 °C ustalili w roku 1954 Callaway Brown, Abraham W. Berger i Charles K. Hersh[11].
Badania właściwości czystego ozonu w fazach skondensowanych są utrudnione ze względu na jego dużą niestabilność. Po silnych eksplozjach badacze zarzucali dalsze doświadczenia z tą substancją. Było tak np. w wypadku Karola Olszewskiego, który jako pierwszy opisał wybuch skroplonego ozonu[11].
Zastosowania
[edytuj | edytuj kod]Wykorzystywany jest do wyjaławiania wody pitnej (ozonowanie), pomieszczeń (szczególnie w szpitalach: lampa ozonowa), samochodów (szczególnie układów klimatyzacji), utleniania paliwa rakietowego, a także jako reagent w ozonolizie.
Ozon jest jednym z najskuteczniejszych znanych środków dezynfekcyjnych. Działanie bakteriobójcze wykazuje w stężeniu ok. 13 μg/dm³. Nie jest on jednak pozbawiony wad. Jako uboczne produkty ozonowania powstają aldehydy i ozonki. Ponadto wadą ozonu jest jego nietrwałość, a co za tym idzie, ryzyko wtórnego skażenia uprzednio zdezynfekowanej wody. Stąd konieczność dodatkowego chlorowania wody.
Typowy środek dezynfekcyjny do uzdatniania wody – chlor, podczas wstępnego procesu chlorowania wody z zawartymi w niej związkami organicznymi, powoduje powstawanie produktów ubocznych, które są umiarkowanie toksyczne dla ludzi, m.in. chloroform i chlorofenole. Trzeba jednak podkreślić, że substancje te tworzą się w bardzo małej ilości i ich szkodliwość jest znacznie mniejsza, niż składników wody nieuzdatnianej, jednak mogą wyraźnie obniżyć jej właściwości organoleptyczne.
Dla porównania, działanie bakteriobójcze ozonu jest około 50 razy skuteczniejsze i 3000 razy szybsze niż chloru[21]. Ozon ma jednak stosunkowo krótki czas rozkładu, przez co ozonowana woda pozostaje aseptyczna przez krótki czas (tzn. nie można jej bezpiecznie przesyłać długimi rurociągami). Dlatego ozon nie może całkowicie wyeliminować chloru z procesu uzdatniania wody, jednakże może go w istotny sposób ograniczyć, w ilości niezbędnej do utrzymania w sterylności wszystkich nitek sieci wodociągowej po przejściu wody przez stację uzdatniania. Zabieg taki wyraźnie poprawia właściwości organoleptyczne spożywanej wody (brak wyczuwalnego zapachu i smaku chloru oraz mętnego zabarwienia).
Znaczenie biologiczne
[edytuj | edytuj kod]W stratosferze w atmosferze ziemskiej znajduje się warstwa zwiększonej koncentracji ozonu, tzw. ozonosfera. Pochłania ona wysokoenergetyczną część promieniowania ultrafioletowego, które jest częścią promieniowania słonecznego. Warstwa ta ma istotne znaczenie ochronne dla życia na Ziemi, jako że wysokoenergetyczne promieniowanie ultrafioletowe uszkadza cząsteczki DNA i jest czynnikiem rakotwórczym. Jego pochłanianie polega na reakcji rozszczepienia cząsteczki ozonu na tlen i rodnik tlenowy, która jest odwróceniem reakcji syntezy ozonu.
Wiele czynników chłodniczych wprowadzonych przez ludzi w XX wieku, szczególnie freony, okazało się być substancjami zubożającymi warstwę ozonową. W latach 1980. odkryto przerzedzenie warstwy ozonowej ponad obszarami okołobiegunowymi, nazwane dziurą ozonową. Rozrost dziury ozonowej w związku z uwalnianiem tych substancji do środowiska sprawił, że podjęto międzynarodowe działania na rzecz ograniczenia ich stosowania.
Zupełnie inne znaczenie biologiczne ma ozon przygruntowy, który jest szkodliwy dla organizmów żywych.
Działanie toksyczne na organizm
[edytuj | edytuj kod]
Ozon należy do reaktywnych form tlenu. Jest gazem drażniącym, powoduje uszkodzenie błon biologicznych. Uszkadza białka poprzez utlenianie, zwłaszcza reszt metioniny, cysteiny i tryptofanu. Hamuje działanie enzymów komórkowych, szczególnie w obrębie mitochondriów. Pierwsze objawy wdychania ozonu (obserwowanymi w stężeniach ⩾0,2 mg/m³) są kaszel, drapanie w gardle, senność i bóle głowy. Przy stężeniu 2–6 mg/m3 objawy te pojawiają się po 1–2 h. W większych stężeniach, 9–20 mg/m3, następuje wzrost ciśnienia tętniczego, przyspieszenie tętna, a po kilku godzinach obrzęk płuc prowadzący do zgonu (w stężeniach 9–20 mg/m³). Najwyższe dopuszczalne stężenie (NDS) ozonu w miejscu pracy wynosi 0,15 mg/m³[17][22].
Jest szczególnie niebezpiecznym składnikiem smogu fotochemicznego[17].
Zobacz też
[edytuj | edytuj kod]Przypisy
[edytuj | edytuj kod]- ↑ a b c d e ozon, [w:] Encyklopedia techniki. Chemia, Władysław Gajewski (red.), Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1965, s. 506–507, OCLC 33835352.
- ↑ Oxygen - 8O: the essentials [online], WebElements Periodic Table of the Elements [dostęp 2010-07-20].
- ↑ a b c Physical Constants of Inorganic Compounds, [w:] CRC Handbook of Chemistry and Physics, William M. Haynes (red.), wyd. 97, Boca Raton: CRC Press, 2016, s. 4-47, ISBN 978-1-4987-5429-3 (ang.).
- ↑ a b Arthur C. Jenkins, Clair M. Birdsall, The Vapor Pressures and Critical Constants of Pure Ozone, „The Journal of Chemical Physics”, 20 (7), 1952, s. 1158–1161, DOI: 10.1063/1.1700683 [dostęp 2024-01-17] (ang.).
- ↑ J.Z. Gillies i inni, Van der Waals complexes of chemically reactive gases: ozone-acetylene, „Journal of the American Chemical Society”, 113 (17), 1991, s. 6408–6415, DOI: 10.1021/ja00017a008 [dostęp 2024-01-17] (ang.).
- ↑ Ozone, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2024-01-01] (ang.).
- ↑ W. Doroszewski (red.), ozon I, [w:] Słownik języka polskiego [online], Wydawnictwo Naukowe PWN [dostęp 2025-10-24].
- ↑ a b c Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: PWN, 2002, s. 588–592, ISBN 83-01-13654-5.
- ↑ a b c ozon, [w:] Encyklopedia PWN [online], Wydawnictwo Naukowe PWN [dostęp 2025-10-24].
- ↑ Lawrence E. Joseph, Słoneczny kataklizm. W jaki sposób słońce ukształtowało historię i co możemy zrobić, by ocalić naszą przyszłość?, Białystok: Wydawnictwo Illuminatio Łukasz Kierus, 2013, s. 100, ISBN 978-83-63965-03-7.
- ↑ a b c d Mordecai B. Rubin, The history of ozone. IV. The isolation of pure ozone and determination of its physical properties, „Bulletin for the History of Chemistry”, 29 (2), 2004, s. 99–106, DOI: 10.70359/bhc2004v029p099 [dostęp 2025-10-24] (ang.).
- ↑ A.V. Maiorov, B.E. Krisyuk, A.A. Popov, The reaction of ozone with hexafluoropropylene: Competition of concerted and nonconcerted addition, „Russian Journal of Physical Chemistry B”, 2 (5), 2008, s. 707–710, DOI: 10.1134/S1990793108050084 [dostęp 2025-10-24] (ang.).
- ↑ Steven E. Wheeler, Daniel H. Ess, K.N. Houk, Thinking Out of the Black Box: Accurate Barrier Heights of 1,3-Dipolar Cycloadditions of Ozone with Acetylene and Ethylene, „The Journal of Physical Chemistry A”, 112 (8), 2008, s. 1798–1807, DOI: 10.1021/jp710104d [dostęp 2024-01-17] (ang.).
- ↑ Ozon w atmosferze, University of Waterloo [zarchiwizowane 2018-11-10] (ang.).
- ↑ Witold Mizerski, Tablice chemiczne, wyd. 3, Warszawa: Wydawnictwo Adamantan, 2003, s. 105, ISBN 83-7350-031-6.
- ↑ Witold Mizerski, Tablice chemiczne, wyd. 3, Warszawa: Wydawnictwo Adamantan, 2003, s. 14, ISBN 83-7350-031-6.
- ↑ a b c Witold Seńczuk (red.), Toksykologia współczesna, wyd. 1, Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2005, s. 451, ISBN 978-83-200-3128-7.
- ↑ C.F. Schoenbein, Das Ozon als Oxydationsmittel, „Annalen der Physik”, 143 (1), 1846, s. 89–97, DOI: 10.1002/andp.18461430110 [dostęp 2024-01-17] (ang.).
- ↑ a b c Mordecai B. Rubin, The history of the ozone. The Schonbein period, 1839–1868, „Bulletin for the History of Chemistry”, 26 (1), 2001, s. 40–56, DOI: 10.70359/bhc2001v026p040 [dostęp 2025-10-24] (ang.).
- ↑ Schoenbein, Arago, Recherches sur la nature de l’odeur, qui se manifeste dans certaines actions chimiques, „Comptes rendus hebdomadaires des séances de l'Académie des sciences”, 10 (1), 1840, s. 706–710 [dostęp 2025-10-24] (fr.).
- ↑ Ozon Piorun – Ozonowanie Gdańsk – Dezynfekcja Ozonem – Usuwanie Zapachu [online], Ozon Piorun [dostęp 2020-04-16].
- ↑ Substancje chemiczne o ustalonych wartościach NDS [online], Centralny Instytut Ochrony Pracy – Państwowy Instytut Badawczy, 2012 [dostęp 2025-10-24].
Bibliografia
[edytuj | edytuj kod]- Mordecai B. Rubin, The history of the ozone. The Schonbein period, 1839–1868, „Bulletin for the History of Chemistry”, 26 (1), 2001, s. 40–56, DOI: 10.70359/bhc2001v026p040 [dostęp 2025-10-24] (ang.).
- Mordecai B. Rubin, The history of ozone. II. 1869–1899, „Bulletin for the History of Chemistry”, 27 (2), 2002, s. 81–106, DOI: 10.70359/bhc2002v027p081 [dostęp 2025-10-24] (ang.).
- Mordecai B. Rubin, The history of ozone. Part III. C. D. Harries and the Introduction of Ozone into Organic Chemistry, „Helv. Chim. Acta”, 4, 86, 2003, s. 930–940, DOI: 10.1002/hlca.200390111 (ang.).
- Mordecai B. Rubin, The history of ozone. IV. The isolation of pure ozone and determination of its physical properties, „Bulletin for the History of Chemistry”, 29 (2), 2004, s. 99–106, DOI: 10.70359/bhc2004v029p099 [dostęp 2025-10-24] (ang.).
