Un gaz comme l'ozone possède des propriétés extrêmement précieuses pour toute l'humanité. L'élément chimique avec lequel il est formé est O. En fait, l'ozone O 3 est l'une des modifications allotropiques de l'oxygène, constituée de trois unités de formule (O÷O÷O). Le premier composé, le mieux connu, est l'oxygène lui-même, plus précisément le gaz formé par ses deux atomes (O=O) - O 2 .

L'allotropie est la capacité d'un élément chimique à former plusieurs composés simples aux propriétés différentes. Grâce à lui, l'humanité a étudié et utilise des substances telles que le diamant et le graphite, le soufre monoclinique et rhombique, l'oxygène et l'ozone. Un élément chimique qui a cette capacité n'est pas nécessairement limité à seulement deux modifications, certains en ont plus.

Historique des ouvertures de connexion

L'unité constitutive de nombreuses substances organiques et minérales, y compris telles que l'ozone - élément chimique, dont la désignation est O - oxygène, traduit du grec "oxys" - aigre et "gignomai" - donner naissance.

Pour la première fois, un nouveau lors d'expériences avec des décharges électriques a été découvert en 1785 par le Hollandais Martin van Marun, son attention a été attirée par une odeur spécifique. Et un siècle plus tard, le Français Shenbein a noté la présence du même après un orage, ce qui a donné au gaz le nom de "senteur". Mais les scientifiques ont été quelque peu trompés, croyant que leur odorat sentait l'ozone lui-même. L'odeur qu'ils sentaient était celle de ceux oxydés lors de la réaction avec l'O 3 , car le gaz est très réactif.

Structure électronique

O2 et O3, un élément chimique, ont le même fragment structurel. L'ozone a une structure plus complexe. Dans l'oxygène, tout est simple - deux atomes d'oxygène sont reliés par une double liaison, constituée de composants ϭ et π, selon la valence de l'élément. O 3 a plusieurs structures résonnantes.

Une liaison multiple relie deux oxygènes et le troisième a une liaison simple. Ainsi, en raison de la migration de la composante π, dans grande image trois atomes ont un composé sesqui. Cette liaison est plus courte qu'une simple liaison mais plus longue qu'une double liaison. Les expériences menées par les scientifiques excluent la possibilité d'une cyclicité de la molécule.

Méthodes de synthèse

Pour la formation d'un gaz tel que l'ozone, l'élément chimique oxygène doit se trouver dans un milieu gazeux sous forme d'atomes individuels. De telles conditions sont créées lorsque des molécules d'oxygène O 2 entrent en collision avec des électrons lors de décharges électriques ou d'autres particules à haute énergie, ainsi que lorsqu'elles sont irradiées par de la lumière ultraviolette.

La part du lion de la quantité totale d'ozone dans l'atmosphère naturelle est formée par une méthode photochimique. L'homme préfère utiliser d'autres méthodes dans l'activité chimique, comme, par exemple, la synthèse électrolytique. Elle réside dans le fait que Environnement aquatiqueélectrolyte, des électrodes de platine sont placées et le courant est lancé. Schéma de réaction :

H 2 O + O 2 → O 3 + H 2 + e -

Propriétés physiques

L'oxygène (O) est une unité constitutive d'une substance telle que l'ozone - un élément chimique dont la formule, ainsi que la masse molaire relative, sont indiquées dans le tableau périodique. En formant O 3, l'oxygène acquiert des propriétés radicalement différentes des propriétés de O 2.

Gaz couleur bleue- C'est l'état habituel d'un composé tel que l'ozone. Élément chimique, formule, caractéristiques quantitatives- tout cela a été déterminé lors de l'identification et de l'étude de cette substance. pour elle -111,9 ° C, l'état liquéfié a une couleur violet foncé, avec une nouvelle diminution du degré à -197,2 ° C, la fusion commence. A l'état solide d'agrégation, l'ozone acquiert une couleur noire avec une teinte violette. Sa solubilité est dix fois supérieure à cette propriété de l'oxygène O 2. Aux plus petites concentrations dans l'air, l'odeur de l'ozone se fait sentir, elle est forte, spécifique et ressemble à l'odeur du métal.

Propriétés chimiques

Très actif, d'un point de vue réactif, est le gaz ozone. L'élément chimique qui le forme est l'oxygène. Les caractéristiques qui déterminent le comportement de l'ozone en interaction avec d'autres substances sont le pouvoir oxydant élevé et l'instabilité du gaz lui-même. À des températures élevées, il se décompose à une vitesse sans précédent, le processus est également accéléré par des catalyseurs, tels que les oxydes métalliques, les oxydes d'azote et autres. Les propriétés d'un agent oxydant sont inhérentes à l'ozone en raison des caractéristiques structurelles de la molécule et de la mobilité de l'un des atomes d'oxygène qui, en se séparant, transforme le gaz en oxygène : O 3 → O 2 + O .

L'oxygène (le bloc de construction à partir duquel les molécules de substances telles que l'oxygène et l'ozone sont construites) est un élément chimique. Comme il est écrit dans les équations de réaction - O . L'ozone oxyde tous les métaux à l'exception de l'or, du platine et de ses sous-groupes. Il réagit avec les gaz de l'atmosphère - oxydes de soufre, d'azote et autres. Ne restez pas inerte et matière organique, les processus de rupture de liaisons multiples par la formation de composés intermédiaires sont particulièrement rapides. Il est extrêmement important que les produits de réaction soient inoffensifs pour environnement et une personne. Ce sont l'eau, l'oxygène, les oxydes supérieurs de divers éléments, les oxydes de carbone. Les composés binaires de calcium, de titane et de silicium avec de l'oxygène n'interagissent pas avec l'ozone.

Application

Le domaine principal où le gaz "odorant" est utilisé est l'ozonation. Cette méthode de stérilisation est beaucoup plus efficace et plus sûre pour les organismes vivants que la désinfection au chlore. Lorsqu'il n'y a pas formation de dérivés toxiques du méthane, remplacé par un halogène dangereux.

De plus en plus, cette méthode de stérilisation respectueuse de l'environnement est utilisée dans l'industrie alimentaire. Les équipements de réfrigération, les installations de stockage des produits sont traités à l'ozone et les odeurs sont éliminées à l'aide de celui-ci.

Pour la médecine, les propriétés désinfectantes de l'ozone sont également indispensables. Ils désinfectent les plaies, les solutions salines. Le sang veineux est ozonisé et un certain nombre de maladies chroniques sont traitées avec un gaz « odorant ».

Être dans la nature et le sens

Substance simple ozone - élément composition du gaz stratosphère, une région de l'espace proche de la Terre située à une distance d'environ 20 à 30 km de la surface de la planète. La libération de ce composé se produit lors des processus associés aux décharges électriques, lors du soudage et du fonctionnement des photocopieurs. Mais c'est dans la stratosphère qu'il se forme et contient 99 % de la quantité totale d'ozone dans l'atmosphère terrestre.

La présence de gaz dans l'espace proche de la Terre s'est avérée vitale. Il y forme le soi-disant couche d'ozone, qui protège tous les êtres vivants du rayonnement ultraviolet mortel du Soleil. Curieusement, mais avec de grands avantages, le gaz lui-même est dangereux pour les gens. Une augmentation de la concentration d'ozone dans l'air qu'une personne respire est nocive pour le corps, en raison de son activité chimique extrême.

L'ozone a été obtenu et étudié pour la première fois par Shenbein en 1840. L'ozone est un gaz bleuté avec une forte odeur caractéristique ;

L'ozone liquéfié est un liquide sombre de couleur bleue, l'ozone solide est une masse cristalline violet foncé. L'ozone est soluble dans le tétrachlorure de carbone, l'acide acétique glacial, l'azote liquide et l'eau. Il se forme lorsqu'une décharge électrique silencieuse traverse l'air ou l'oxygène (l'odeur fraîche après un orage est due à la présence de petites quantités d'ozone dans l'atmosphère), l'oxydation du phosphore humide, l'action des rayons radium, ultraviolets ou les rayons cathodiques sur l'oxygène de l'air, la décomposition du peroxyde d'hydrogène, l'électrolyse de l'acide sulfurique (etc. .
acides contenant de l'oxygène), effet du fluor sur l'eau, etc. La teneur dans l'atmosphère terrestre est négligeable; les couches d'air près de la surface de la terre contiennent moins d'ozone que les couches supérieures de l'atmosphère ; à une hauteur de 1.050 m(dans la région du Mont Blanc) Levy trouvé 0-3,7 mg,à une altitude de 3.000 m—9,4 mg. ozone pour 100 m cube air. Les ozoniseurs sont utilisés dans l'ingénierie et les laboratoires pour produire de l'ozone. Pour l'ozonation, on fait passer de l'oxygène ou de l'air entre deux électrodes reliées à une source de courant haute tension.
L'ozone sous sa forme pure est libéré d'un mélange d'ozone et d'oxygène lorsqu'il est refroidi avec de l'air liquide. L'ozone se décompose facilement et la décomposition de l'ozone pur est accélérée en présence de dioxyde de manganèse, de plomb et d'oxydes d'azote. En présence d'eau, la décomposition de l'ozone ralentit ; l'ozone sec à 0° se décompose 30 fois plus vite que l'ozone humide à 20,4°. L'ozone a un effet oxydant extrêmement puissant. Il libère de l'iode à partir de l'iodure de potassium, oxyde le mercure, convertit les métaux sulfureux en sels de sulfate, décolore les colorants organiques, etc. L'ozone détruit les tubes en caoutchouc. L'éther, l'alcool, le gaz d'éclairage, le coton s'enflamment au contact de l'oxygène hautement ozonisé. Sous l'action de l'ozone sur les composés organiques insaturés, des produits d'addition d'ozonides se forment. L'ozone est utilisé pour la stérilisation de l'eau, pour la désodorisation - la destruction des mauvaises odeurs, dans la pratique biologique préparatoire.

Propriétés physiques

Propriétés chimiques et méthodes de préparation

Liste de la littérature utilisée

1. Volkov, A.I., Zharsky, I.M. Grand livre de référence chimique / A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Mn. : école moderne, 2005. - 608 avec ISBN 985-6751-04-7.

Les scientifiques ont pris conscience pour la première fois de l'existence d'un gaz inconnu lorsqu'ils ont commencé à expérimenter des machines électrostatiques. Cela s'est passé au 17ème siècle. Mais ils n'ont commencé à étudier le nouveau gaz qu'à la fin du siècle suivant. En 1785, le physicien néerlandais Martin van Marum a créé l'ozone en faisant passer des étincelles électriques à travers l'oxygène. Le nom d'ozone n'est apparu qu'en 1840 ; il a été inventé par le chimiste suisse Christian Schönbein, le dérivant du grec ozone, sentant. Par composition chimique ce gaz ne différait pas de l'oxygène, mais était beaucoup plus agressif. Ainsi, il a instantanément oxydé l'iodure de potassium incolore avec la libération d'iode brun; Shenbein a utilisé cette réaction pour déterminer l'ozone par le degré de bleu du papier imprégné d'une solution d'iodure de potassium et d'amidon. Même le mercure et l'argent, inactifs à température ambiante, s'oxydent en présence d'ozone.

Il s'est avéré que les molécules d'ozone, comme l'oxygène, ne sont constituées que d'atomes d'oxygène, non pas de deux, mais de trois. L'oxygène O2 et l'ozone O3 sont le seul exemple de la formation de deux substances simples gazeuses (dans des conditions normales) par un élément chimique. Dans la molécule O3, les atomes sont situés à un angle, donc ces molécules sont polaires. L'ozone est produit en "collant" aux molécules d'O2 d'atomes d'oxygène libres, qui se forment à partir de molécules d'oxygène sous l'action de décharges électriques, de rayons ultraviolets, de rayons gamma, d'électrons rapides et d'autres particules à haute énergie. L'ozone sent toujours près des machines électriques en fonctionnement, dans lesquelles les brosses «scintillent», près des lampes à mercure-quartz bactéricides qui émettent un rayonnement ultraviolet. Des atomes d'oxygène sont également libérés pendant certaines réactions chimiques. L'ozone se forme en faible quantité lors de l'électrolyse de l'eau acidifiée, lors de l'oxydation lente du phosphore blanc humide dans l'air, lors de la décomposition de composés à forte teneur en oxygène (KMnO4, K2Cr2O7...), sous l'action du fluor sur l'eau ou sur le peroxyde de baryum d'acide sulfurique concentré. Les atomes d'oxygène sont toujours présents dans une flamme, donc si vous dirigez un flux d'air comprimé à travers la flamme d'un brûleur à oxygène, l'odeur caractéristique de l'ozone se retrouvera dans l'air.
La réaction 3O2 → 2O3 est fortement endothermique : 142 kJ doivent être dépensés pour produire 1 mole d'ozone. La réaction inverse se déroule avec la libération d'énergie et s'effectue très facilement. En conséquence, l'ozone est instable. En l'absence d'impuretés, l'ozone gazeux se décompose lentement à une température de 70°C et rapidement au-dessus de 100°C. La vitesse de décomposition de l'ozone est fortement augmentée en présence de catalyseurs. Il peut s'agir de gaz (par exemple, l'oxyde nitrique, le chlore) et de nombreuses substances solides (même les parois des vaisseaux). Par conséquent, l'ozone pur est difficile à obtenir et son utilisation est dangereuse en raison de la possibilité d'une explosion.

Il n'est pas surprenant que pendant de nombreuses décennies après la découverte de l'ozone, même ses constantes physiques fondamentales aient été inconnues : pendant longtemps, personne n'a réussi à obtenir de l'ozone pur. Comme D.I. Mendeleev l'a écrit dans son manuel Fundamentals of Chemistry, "avec toutes les méthodes de préparation de l'ozone gazeux, sa teneur en oxygène est toujours insignifiante, généralement seulement quelques dixièmes de pour cent, rarement 2%, et ce n'est qu'à des températures très basses qu'il atteint 20 %." Ce n'est qu'en 1880 que les scientifiques français J. Gotfeil et P. Chappuis ont obtenu de l'ozone à partir d'oxygène pur à une température de moins 23 ° C. Il s'est avéré que dans une couche épaisse, l'ozone avait une belle couleur bleue. Lorsque l'oxygène ozoné refroidi a été lentement comprimé, le gaz est devenu bleu foncé et, après la libération rapide de la pression, la température a chuté encore plus et des gouttelettes d'ozone liquide violet foncé se sont formées. Si le gaz n'était pas refroidi ou comprimé rapidement, l'ozone se transformait instantanément, avec un flash jaune, en oxygène.

Plus tard, une méthode pratique pour la synthèse de l'ozone a été développée. Si une solution concentrée d'acide perchlorique, phosphorique ou sulfurique est soumise à une électrolyse avec une anode refroidie en platine ou en oxyde de plomb (IV), le gaz libéré à l'anode contiendra jusqu'à 50 % d'ozone. Les constantes physiques de l'ozone ont également été affinées. Il se liquéfie beaucoup plus léger que l'oxygène à -112°C (oxygène à -183°C). A –192,7°C, l'ozone se solidifie. L'ozone solide est de couleur bleu-noir.

Les expériences avec l'ozone sont dangereuses. L'ozone gazeux est capable d'exploser si sa concentration dans l'air dépasse 9 %. L'ozone liquide et solide explose encore plus facilement, surtout au contact de substances oxydantes. L'ozone peut être stocké à basse température sous forme de solutions dans des hydrocarbures fluorés (fréons). Ces solutions sont de couleur bleue.

Propriétés chimiques de l'ozone.

L'ozone se caractérise par une réactivité extrêmement élevée. L'ozone est l'un des agents oxydants les plus puissants et n'est inférieur à cet égard qu'au fluor et au fluorure d'oxygène OF2. Le principe actif de l'ozone en tant qu'agent oxydant est l'oxygène atomique, qui se forme lors de la désintégration de la molécule d'ozone. Par conséquent, agissant en tant qu'agent oxydant, la molécule d'ozone, en règle générale, "n'utilise" qu'un seul atome d'oxygène, tandis que les deux autres sont libérés sous forme d'oxygène libre, par exemple, 2KI + O3 + H2O → I2 + 2KOH + O2. De nombreux autres composés sont oxydés de la même manière. Cependant, il existe des exceptions lorsque la molécule d'ozone utilise les trois atomes d'oxygène dont elle dispose pour l'oxydation, par exemple, 3SO2 + O3 → 3SO3 ; Na2S + O3 → Na2SO3.

Une différence très importante entre l'ozone et l'oxygène est que l'ozone présente des propriétés oxydantes même à température ambiante. Par exemple, PbS et Pb(OH)2 ne réagissent pas avec l'oxygène dans des conditions normales, alors qu'en présence d'ozone, le sulfure est converti en PbSO4 et l'hydroxyde en PbO2. Si une solution concentrée d'ammoniac est versée dans un récipient contenant de l'ozone, une fumée blanche apparaîtra - il s'agit d'ammoniac oxydé par l'ozone pour former du nitrite d'ammonium NH4NO2. L'ozone est particulièrement caractérisé par sa capacité à "noircir" les objets en argent avec la formation d'AgO et d'Ag2O3.

En fixant un électron et en se transformant en ion négatif O3–, la molécule d'ozone devient plus stable. Les "sels d'ozonate" ou ozonides contenant de tels anions sont connus depuis longtemps - ils sont formés par tous les métaux alcalins à l'exception du lithium, et la stabilité des ozonides augmente du sodium au césium. Certains ozonides de métaux alcalino-terreux sont également connus, par exemple Ca(O3)2. Si un flux d'ozone gazeux est dirigé vers la surface d'un alcali sec solide, une croûte orange-rouge se forme contenant des ozonides, par exemple, 4KOH + 4O3 → 4KO3 + O2 + 2H2O. Dans le même temps, l'alcali solide lie efficacement l'eau, ce qui empêche l'ozonide de s'hydrolyser immédiatement. Cependant, avec un excès d'eau, les ozonides se décomposent rapidement : 4KO3 + 2H2O → 4KOH + 5O2. La décomposition se produit également pendant le stockage : 2KO3 → 2KO2 + O2. Les ozonides sont très solubles dans l'ammoniac liquide, ce qui a permis de les isoler sous leur forme pure et d'étudier leurs propriétés.

Les substances organiques avec lesquelles l'ozone entre en contact, il les détruit généralement. Ainsi, l'ozone, contrairement au chlore, est capable de scinder le cycle benzénique. Lorsque vous travaillez avec de l'ozone, vous ne pouvez pas utiliser de tubes et de tuyaux en caoutchouc - ils "fuiteront" instantanément. L'ozone réagit avec les composés organiques en libérant une grande quantité d'énergie. Par exemple, l'éther, l'alcool, le coton imbibé de térébenthine, le méthane et de nombreuses autres substances s'enflamment spontanément au contact de l'air ozonisé, et le mélange d'ozone avec de l'éthylène entraîne une forte explosion.

L'utilisation de l'ozone.

L'ozone ne « brûle » pas toujours la matière organique ; dans un certain nombre de cas, il est possible d'effectuer des réactions spécifiques avec de l'ozone fortement dilué. Par exemple, l'ozonation de l'acide oléique (on le trouve en grande quantité dans les huiles végétales) produit de l'acide azélaïque HOOC(CH2)7COOH, qui est utilisé pour produire des huiles lubrifiantes de haute qualité, des fibres synthétiques et des plastifiants pour plastiques. De même, l'acide adipique est obtenu, qui est utilisé dans la synthèse du nylon. En 1855, Schönbein découvre la réaction des composés insaturés contenant des doubles liaisons C=C avec l'ozone, mais ce n'est qu'en 1925 que le chimiste allemand H. Staudinger établit le mécanisme de cette réaction. La molécule d'ozone rejoint la double liaison pour former un ozonide, cette fois organique, et un atome d'oxygène remplace l'une des liaisons C=C, et le groupe –О–О– remplace l'autre. Bien que certains ozonides organiques aient été isolés sous forme pure (par exemple, l'ozonide d'éthylène), cette réaction est généralement effectuée en solution diluée, car les ozonides à l'état libre sont des explosifs très instables. La réaction d'ozonation des composés insaturés jouit d'un grand respect parmi les chimistes organiques ; des tâches avec cette réaction sont souvent proposées même sur olympiades scolaires. Le fait est que lorsque l'ozonide est décomposé par l'eau, il se forme deux molécules d'aldéhyde ou de cétone, faciles à identifier et à établir davantage la structure du composé insaturé d'origine. Ainsi, au début du XXe siècle, les chimistes ont établi la structure de nombreux composés organiques importants, y compris naturels, contenant des liaisons C=C.

Un domaine d'application important de l'ozone est la désinfection boire de l'eau. L'eau est généralement chlorée. Cependant, certaines impuretés de l'eau sous l'action du chlore se transforment en composés à l'odeur très désagréable. Par conséquent, il a longtemps été proposé de remplacer le chlore par l'ozone. L'eau ozonée n'acquiert pas d'odeur ou de goût étranger; lorsque de nombreux composés organiques sont complètement oxydés par l'ozone, seuls gaz carbonique et de l'eau. Purifier avec de l'ozone et des eaux usées. Les produits de l'oxydation de l'ozone même de polluants tels que les phénols, les cyanures, les tensioactifs, les sulfites, les chloramines sont des composés inoffensifs sans couleur ni odeur. L'excès d'ozone se décompose rapidement avec formation d'oxygène. Cependant, l'ozonation de l'eau est plus coûteuse que la chloration ; de plus, l'ozone ne peut pas être transporté et doit être produit sur place.

Ozone dans l'atmosphère.

Il n'y a pas beaucoup d'ozone dans l'atmosphère terrestre - 4 milliards de tonnes, c'est-à-dire en moyenne seulement 1 mg/m3. La concentration d'ozone augmente avec la distance de la surface de la Terre et atteint un maximum dans la stratosphère, à une altitude de 20-25 km - c'est la "couche d'ozone". Si tout l'ozone de l'atmosphère est collecté près de la surface de la Terre à pression normale, une couche d'environ 2 à 3 mm d'épaisseur seulement sera obtenue. Et de si petites quantités d'ozone dans l'air fournissent en fait la vie sur Terre. L'ozone crée un "écran protecteur" qui empêche les rayons ultraviolets agressifs du soleil d'atteindre la surface de la Terre, qui sont préjudiciables à tous les êtres vivants.

Au cours des dernières décennies, une grande attention a été accordée à l'émergence de ce que l'on appelle les "trous d'ozone" - des zones avec une teneur considérablement réduite en ozone stratosphérique. À travers un tel bouclier "fuyant", le rayonnement ultraviolet plus dur du Soleil atteint la surface de la Terre. Par conséquent, les scientifiques surveillent depuis longtemps l'ozone dans l'atmosphère. En 1930, le géophysicien anglais S. Chapman a proposé un schéma de quatre réactions pour expliquer la concentration constante d'ozone dans la stratosphère (ces réactions sont appelées le cycle de Chapman, dans lequel M désigne tout atome ou molécule qui emporte l'excès d'énergie) :

O2 → 2O
O + O + M → O2 + M
O + O3 → 2O2
O3 → O2 + O.

Les première et quatrième réactions de ce cycle sont photochimiques, elles sont sous l'influence du rayonnement solaire. Pour la décomposition d'une molécule d'oxygène en atomes, un rayonnement d'une longueur d'onde inférieure à 242 nm est nécessaire, tandis que l'ozone se désintègre lorsque la lumière est absorbée dans la région de 240 à 320 nm (cette dernière réaction nous protège simplement des ultraviolets durs, puisque l'oxygène n'absorbe pas dans cette région spectrale) . Les deux réactions restantes sont thermiques, c'est-à-dire aller sans l'action de la lumière. Il est très important que la troisième réaction conduisant à la disparition de l'ozone ait une énergie d'activation ; cela signifie que la vitesse d'une telle réaction peut être augmentée par l'action de catalyseurs. Il s'est avéré que le principal catalyseur de la dégradation de l'ozone est l'oxyde nitrique NO. Il est formé en couches supérieures atmosphère d'azote et d'oxygène sous l'action des rayonnements solaires les plus intenses. Une fois dans l'ozonosphère, il entre dans un cycle de deux réactions O3 + NO → NO2 + O2, NO2 + O → NO + O2, à la suite de quoi son contenu dans l'atmosphère ne change pas et la concentration d'ozone stationnaire diminue. Il existe d'autres cycles conduisant à une diminution de la teneur en ozone dans la stratosphère, par exemple, avec la participation du chlore :

Cl + O3 → ClO + O2
ClO + O → Cl + O2.

L'ozone est également détruit par la poussière et les gaz, qui pénètrent en grande quantité dans l'atmosphère lors des éruptions volcaniques. À Ces derniers temps il a été suggéré que l'ozone est également efficace pour détruire l'hydrogène libéré par la croûte terrestre. La totalité de toutes les réactions de formation et de désintégration de l'ozone conduit au fait que la durée de vie moyenne d'une molécule d'ozone dans la stratosphère est d'environ trois heures.

On suppose qu'en plus des facteurs naturels, il existe également des facteurs artificiels affectant la couche d'ozone. Bien exemple célèbre- les fréons, sources d'atomes de chlore. Les fréons sont des hydrocarbures dans lesquels les atomes d'hydrogène sont remplacés par des atomes de fluor et de chlore. Ils sont utilisés en réfrigération et pour le remplissage des bombes aérosols. En fin de compte, les fréons pénètrent dans l'air et montent lentement de plus en plus haut avec les courants d'air, atteignant finalement la couche d'ozone. Se décomposant sous l'action du rayonnement solaire, les fréons eux-mêmes commencent à décomposer catalytiquement l'ozone. On ne sait pas encore exactement dans quelle mesure les fréons sont responsables des "trous d'ozone", et, néanmoins, des mesures ont été prises depuis longtemps pour limiter leur utilisation.

Les calculs montrent qu'en 60 à 70 ans, la concentration d'ozone dans la stratosphère peut diminuer de 25 %. Et en même temps, la concentration d'ozone dans la couche de surface - la troposphère, augmentera, ce qui est également mauvais, car l'ozone et les produits de ses transformations dans l'air sont toxiques. La principale source d'ozone dans la troposphère est le transfert d'ozone stratosphérique avec les masses d'air vers les couches inférieures. Environ 1,6 milliard de tonnes pénètrent dans la couche d'ozone au sol chaque année. La durée de vie d'une molécule d'ozone dans la partie inférieure de l'atmosphère est beaucoup plus longue - plus de 100 jours, car dans la couche de surface, il y a moins d'intensité de rayonnement solaire ultraviolet qui détruit l'ozone. Habituellement, il y a très peu d'ozone dans la troposphère : dans l'air frais propre, sa concentration n'est en moyenne que de 0,016 μg/l. La concentration d'ozone dans l'air dépend non seulement de l'altitude, mais aussi du terrain. Ainsi, il y a toujours plus d'ozone au-dessus des océans qu'au-dessus des terres, car l'ozone s'y désintègre plus lentement. Des mesures à Sotchi ont montré que l'air près de la côte de la mer contient 20 % d'ozone en plus que dans la forêt à 2 km de la côte.

Les humains modernes respirent beaucoup plus d'ozone que leurs ancêtres. La principale raison en est l'augmentation de la quantité de méthane et d'oxydes d'azote dans l'air. Ainsi, la teneur en méthane dans l'atmosphère n'a cessé de croître depuis le milieu du XIXe siècle, lorsque l'utilisation de gaz naturel. Dans une atmosphère polluée par les oxydes d'azote, le méthane entre dans une chaîne complexe de transformations impliquant l'oxygène et la vapeur d'eau, dont le résultat peut être exprimé par l'équation CH4 + 4O2 → HCHO + H2O + 2O3. D'autres hydrocarbures peuvent également jouer le rôle de méthane, par exemple ceux contenus dans les gaz d'échappement des voitures lors de la combustion incomplète de l'essence. En conséquence dans l'air grandes villes Au cours des dernières décennies, la concentration d'ozone a décuplé.

On a toujours cru que lors d'un orage, la concentration d'ozone dans l'air augmentait considérablement, car la foudre contribuait à la conversion de l'oxygène en ozone. En fait, l'augmentation est insignifiante et ne se produit pas pendant un orage, mais plusieurs heures avant celui-ci. Pendant un orage et pendant plusieurs heures après celui-ci, la concentration d'ozone diminue. Cela s'explique par le fait qu'avant un orage, il y a un fort mélange vertical des masses d'air, de sorte qu'une quantité supplémentaire d'ozone provient des couches supérieures. De plus, avant un orage, l'intensité du champ électrique augmente et des conditions sont créées pour la formation d'une décharge corona aux points de divers objets, par exemple les extrémités des branches. Il contribue également à la formation d'ozone. Et puis, avec le développement d'un nuage d'orage, de puissants courants d'air ascendants apparaissent sous celui-ci, ce qui réduit la teneur en ozone directement sous le nuage.
Une question intéressante concerne la teneur en ozone dans l'air des forêts de conifères. Par exemple, dans le cours chimie inorganique G. Remy peut lire que "l'air ozonisé des forêts de conifères" est une fiction. Est-ce vrai ? Aucune plante n'émet d'ozone, bien sûr. Mais les plantes, en particulier les conifères, émettent beaucoup de composés organiques volatils dans l'air, y compris des hydrocarbures insaturés de la classe des terpènes (il y en a beaucoup dans la térébenthine). Ainsi, par une journée chaude, un pin libère 16 microgrammes de terpènes par heure pour chaque gramme de poids sec d'aiguilles. Les terpènes se distinguent non seulement par les conifères, mais aussi par certains arbres à feuilles caduques, parmi lesquels le peuplier et l'eucalyptus. Et certains arbres tropicaux sont capables de libérer 45 microgrammes de terpènes par 1 g de masse de feuilles sèches par heure. En conséquence, un hectare de forêt de conifères peut libérer jusqu'à 4 kg de matière organique par jour et environ 2 kg de forêt de feuillus. La zone boisée de la Terre s'étend sur des millions d'hectares, et tous libèrent des centaines de milliers de tonnes d'hydrocarbures divers, y compris des terpènes, par an. Et les hydrocarbures, comme cela a été montré dans l'exemple du méthane, sous l'influence du rayonnement solaire et en présence d'autres impuretés contribuent à la formation d'ozone. Des expériences ont montré que, dans des conditions appropriées, les terpènes sont en effet très activement impliqués dans le cycle des réactions photochimiques atmosphériques avec formation d'ozone. Ainsi, l'ozone dans une forêt de conifères n'est pas du tout une invention, mais un fait expérimental.

L'ozone et la santé.

Quel plaisir de se promener après un orage ! L'air est pur et frais, ses jets vivifiants semblent couler dans les poumons sans aucun effort. «Ça sent l'ozone», disent-ils souvent dans de tels cas. "Très bon pour la santé." Est-ce vrai ?

Il était une fois, l'ozone était certainement considéré comme bénéfique pour la santé. Mais si sa concentration dépasse un certain seuil, cela peut entraîner de nombreuses conséquences désagréables. Selon la concentration et le temps d'inhalation, l'ozone provoque des modifications des poumons, une irritation des muqueuses des yeux et du nez, des maux de tête, des étourdissements, une baisse de la pression artérielle; l'ozone réduit la résistance du corps aux infections bactériennes des voies respiratoires. Sa concentration maximale autorisée dans l'air n'est que de 0,1 µg/l, ce qui signifie que l'ozone est bien plus dangereux que le chlore ! Si vous passez plusieurs heures à l'intérieur avec une concentration d'ozone de seulement 0,4 μg/l, des douleurs thoraciques, de la toux, de l'insomnie peuvent apparaître, l'acuité visuelle diminue. Si vous respirez de l'ozone pendant une longue période à une concentration supérieure à 2 μg / l, les conséquences peuvent être plus graves - jusqu'à la stupeur et une baisse de l'activité cardiaque. Avec une teneur en ozone de 8 à 9 µg/l, un œdème pulmonaire survient après quelques heures, entraînant la mort. Mais de telles quantités négligeables d'une substance sont généralement difficiles à analyser par des méthodes chimiques conventionnelles. Heureusement, une personne ressent la présence d'ozone même à de très faibles concentrations - environ 1 μg / l, à laquelle le papier d'amidon iodé ne va pas devenir bleu. Pour certaines personnes, l'odeur de l'ozone en petites concentrations ressemble à l'odeur du chlore, pour d'autres - le dioxyde de soufre, pour d'autres - l'ail.

Ce n'est pas seulement l'ozone lui-même qui est toxique. Avec sa participation dans l'air, par exemple, le nitrate de peroxyacétyle (PAN) CH3-CO-OONO2 est formé - une substance qui a un fort irritant, y compris la déchirure, un effet qui rend la respiration difficile et, à des concentrations plus élevées, provoque une paralysie cardiaque. Le PAN est l'un des composants du smog dit photochimique formé en été dans l'air pollué (ce mot est dérivé de l'anglais smoke - smoke et fog - fog). La concentration d'ozone dans le smog peut atteindre 2 μg/l, soit 20 fois plus que le maximum autorisé. Il faut également tenir compte du fait que l'effet combiné de l'ozone et des oxydes d'azote dans l'air est dix fois plus fort que chaque substance séparément. Sans surprise, les conséquences d'un tel smog dans grandes villes peut être catastrophique, surtout si l'air au-dessus de la ville n'est pas soufflé par des "courants d'air" et qu'une zone stagnante se forme. Ainsi, à Londres en 1952, plus de 4 000 personnes sont mortes du smog en quelques jours. Un smog à New York en 1963 a tué 350 personnes. Des histoires similaires étaient à Tokyo, d'autres grandes villes. Non seulement les gens souffrent de l'ozone atmosphérique. Des chercheurs américains ont montré, par exemple, que dans les zones à forte teneur en ozone dans l'air, la durée de vie des pneus de voiture et d'autres produits en caoutchouc est considérablement réduite.
Comment réduire la teneur en ozone dans la couche de sol ? Réduire les émissions de méthane dans l'atmosphère n'est guère réaliste. Il reste un autre moyen - réduire les émissions d'oxydes d'azote, sans lequel le cycle de réactions conduisant à l'ozone ne peut pas fonctionner. Ce chemin n'est pas facile non plus, car les oxydes d'azote sont émis non seulement par les voitures, mais aussi (principalement) par les centrales thermiques.

Les sources d'ozone ne sont pas seulement dans la rue. Il se forme dans les salles de radiographie, dans les salles de physiothérapie (sa source est les lampes à mercure-quartz), lors du fonctionnement des copieurs (copieurs), des imprimantes laser (ici, la raison de sa formation est une décharge à haute tension). L'ozone est un compagnon inévitable pour la production de perhydrol, soudage à l'arc sous argon. Pour réduire les effets nocifs de l'ozone, il est nécessaire d'équiper la hotte de lampes ultraviolettes, une bonne ventilation de la pièce.

Et pourtant, il n'est guère correct de considérer l'ozone inconditionnellement nocif pour la santé. Tout dépend de sa concentration. Des études ont montré que l'air frais brille très faiblement dans l'obscurité ; la raison de la lueur est les réactions d'oxydation avec la participation de l'ozone. Une lueur a également été observée lorsque de l'eau a été secouée dans un flacon, dans lequel de l'oxygène ozonisé a été préalablement rempli. Cette lueur est toujours associée à la présence de petites quantités d'impuretés organiques dans l'air ou l'eau. Lors du mélange air frais avec une personne expirée, l'intensité de la lueur a décuplé ! Et ce n'est pas surprenant : des microimpuretés d'éthylène, de benzène, d'acétaldéhyde, de formaldéhyde, d'acétone et d'acide formique ont été trouvées dans l'air expiré. Ils sont "mis en évidence" par l'ozone. En même temps, "périmé", c'est-à-dire Complètement dépourvu d'ozone, bien que très propre, l'air ne provoque pas de lueur, et une personne le ressent comme "vicié". Cet air peut être comparé à de l'eau distillée : il est très pur, ne contient pratiquement pas d'impuretés et il est nocif de le boire. Ainsi, l'absence totale d'ozone dans l'air, apparemment, est également défavorable pour l'homme, car elle augmente la teneur en micro-organismes, conduit à l'accumulation substances dangereuses et les odeurs désagréables que l'ozone détruit. Ainsi, il devient clair que la nécessité d'une ventilation régulière et à long terme des locaux, même s'il n'y a personne: après tout, l'ozone qui est entré dans la pièce ne s'y attarde pas longtemps - il se décompose partiellement , et se dépose (s'adsorbe) en grande partie sur les murs et autres surfaces. Il est difficile de dire combien d'ozone devrait être dans la pièce. Cependant, à des concentrations minimales, l'ozone est probablement nécessaire et utile.

Ilya Leenson

Introduction

L'ozone est une substance simple, une modification allotropique de l'oxygène. Contrairement à l'oxygène, la molécule d'ozone est constituée de trois atomes. Dans des conditions ordinaires, il s'agit d'un gaz explosif de couleur bleue à l'odeur piquante et doté de fortes propriétés oxydantes.

L'ozone est un composant permanent de l'atmosphère terrestre et joue un rôle essentiel dans le maintien de la vie. Dans les couches superficielles de l'atmosphère terrestre, la concentration d'ozone augmente fortement. L'état global de l'ozone dans l'atmosphère est variable et fluctue avec les saisons. L'ozone atmosphérique joue un rôle clé dans le maintien de la vie sur terre. Il protège la Terre des effets néfastes d'un certain rôle du rayonnement solaire, contribuant ainsi à la préservation de la vie sur la planète.

Ainsi, il est nécessaire de découvrir quels effets l'ozone peut avoir sur les tissus biologiques.

Propriétés générales de l'ozone

L'ozone est une modification allotropique de l'oxygène constituée de molécules triatomiques d'O 3 . Sa molécule est diamagnétique et a une forme angulaire. La liaison dans la molécule est délocalisée, à trois centres.

Riz. 1 Structure de l'ozone

Tous les deux o-o connexions dans une molécule d'ozone ont la même longueur de 1,272 angströms. L'angle entre les liaisons est de 116,78°. Atome d'oxygène central sp²-hybridé, a une seule paire d'électrons. La molécule est polaire, le moment dipolaire est de 0,5337 D.

Personnage liaisons chimiques dans l'ozone provoque son instabilité (par certaine heure l'ozone se transforme spontanément en oxygène : 2O3 -> 3O2) et à haut pouvoir oxydant (l'ozone est capable d'un certain nombre de réactions dans lesquelles l'oxygène moléculaire n'entre pas). L'effet oxydant de l'ozone sur les substances organiques est associé à la formation de radicaux : RH + O3 RO2 + OH

Ces radicaux initient des réactions radicalaires en chaîne avec des molécules bioorganiques (lipides, protéines, acides nucléiques), ce qui conduit à la mort cellulaire. L'utilisation de l'ozone pour stériliser l'eau potable est basée sur sa capacité à tuer les germes. L'ozone n'est pas non plus indifférent aux organismes supérieurs. Une exposition prolongée à une atmosphère contenant de l'ozone (par exemple, des salles de physiothérapie et d'irradiation au quartz) peut entraîner de graves troubles. système nerveux. Par conséquent, l'ozone à fortes doses est un gaz toxique. La concentration maximale admissible dans l'air zone de travail- 0,0001mg/litre. La pollution de l'air par l'ozone se produit lors de l'ozonation de l'eau, en raison de sa faible solubilité.

Histoire de la découverte.

L'ozone a été découvert pour la première fois en 1785 par le physicien néerlandais M. van Marum par l'odeur caractéristique et les propriétés oxydantes que l'air acquiert après le passage d'étincelles électriques, ainsi que par la capacité d'agir sur le mercure à température ordinaire, à la suite de qui perd son éclat et commence à coller au verre. Cependant, il n'a pas été décrit comme une nouvelle substance ; van Marum pensait qu'une "matière électrique" spéciale s'était formée.

Terme ozone a été proposé par le chimiste allemand X. F. Schönbein en 1840 pour son odeur, est entré dans les dictionnaires en fin XIX siècle. De nombreuses sources lui donnent la priorité à la découverte de l'ozone en 1839. En 1840, Schonbein a montré la capacité de l'ozone à déplacer l'iode de l'iodure de potassium :

Le fait d'une diminution du volume de gaz lors de la conversion de l'oxygène en ozone a été prouvé expérimentalement par Andrews et Tet en utilisant un tube de verre avec un manomètre rempli d'oxygène pur, avec des fils de platine soudés dedans pour produire une décharge électrique.

propriétés physiques.

L'ozone est un gaz bleu qui peut être vu à travers une couche importante, jusqu'à 1 mètre d'épaisseur, d'oxygène ozonisé. A l'état solide, l'ozone est noir avec une teinte violette. L'ozone liquide a une couleur bleu foncé; transparent en une couche n'excédant pas 2 mm. épaisseur; assez résistant.

Propriétés:

§ Poids moléculaire - 48 a.m.u.

§ Densité du gaz dans des conditions normales - 2,1445 g / dm³. Densité relative du gaz pour l'oxygène 1,5 ; par avion - 1,62

§ Densité liquide à −183 °C - 1,71 g/cm³

§ Point d'ébullition - -111,9 °C. (l'ozone liquide a 106 °C.)

§ Point de fusion - -197,2 ± 0,2 ° C (le point de fusion généralement donné -251,4 ° C est erroné, car sa détermination ne tient pas compte de la grande capacité de l'ozone à surfondre).

§ Solubilité dans l'eau à 0 °C - 0,394 kg/m³ (0,494 l/kg), elle est 10 fois supérieure à celle de l'oxygène.

§ A l'état gazeux, l'ozone est diamagnétique, à l'état liquide il est faiblement paramagnétique.

§ L'odeur est forte, spécifique "métallique" (selon Mendeleïev - "l'odeur des écrevisses"). A forte concentration, ça sent le chlore. L'odeur est perceptible même à une dilution de 1: 100 000.

Propriétés chimiques.

Propriétés chimiques l'ozone est déterminé par sa grande capacité à s'oxyder.

La molécule O 3 est instable et, à des concentrations suffisantes dans l'air dans les conditions normales, se transforme spontanément en O 2 en quelques dizaines de minutes avec dégagement de chaleur. Une augmentation de la température et une diminution de la pression augmentent la vitesse de transition vers l'état diatomique. À des concentrations élevées, la transition peut être explosive.

Propriétés:

§ Oxydation des métaux

§ Oxydation des non-métaux

§ Interaction avec les oxydes

§ Brûler

§ Formation d'ozonides

Méthodes d'obtention d'ozone

L'ozone se forme dans de nombreux processus accompagnés de la libération d'oxygène atomique, par exemple lors de la décomposition des peroxydes, de l'oxydation du phosphore, etc. Dans l'industrie, il est obtenu à partir de l'air ou de l'oxygène dans les ozoniseurs par l'action d'une décharge électrique. O3 se liquéfie plus facilement que O2 et est donc facile à séparer. L'ozone pour l'ozonothérapie en médecine est obtenu uniquement à partir d'oxygène pur. Lorsque l'air est irradié par un rayonnement ultraviolet dur, de l'ozone se forme. Le même processus se déroule dans les couches supérieures de l'atmosphère, où la couche d'ozone se forme et se maintient sous l'influence du rayonnement solaire.