- Występowanie ozonu w przyrodzie
- Właściwości fizyczne ozonu
- Budowa i właściwości chemiczne ozonu
- Znaczenie biologiczne ozonu
- Zastosowania ozonu
Ozon (O₃) jest jasnoniebieskim gazem o intensywnym zapachu (gr. ózōn – pachnący); dobrze rozpuszcza się w wodzie i rozpuszczalnikach niepolarnych (np. chlorofluorowęglowodorach, czterochlorku węgla). Ozon jest cząsteczką nietrwałą; łatwo ulega rozkładowi do ditlenu (O₂) i tlenu atomowego (O). Wykazuje bardzo silne właściwości utleniające; utlenia większość metali (z wyj. złota, platyny, irydu), niektóre niemetale (np. węgiel), związki nieorganiczne (np. tlenki, siarczki, cyjanki, azotany) oraz związki organiczne (np. alkohole, etery, aldehydy). Ozon może przyłączać się do wiązań podwójnych w cząsteczkach nienasyconych związków organicznych (np. alkenów) powodując ich rozszczepienie do aldehydów i ketonów bądź kwasów karboksylowych (tzw. ozonoliza). Ozon używany jest głównie jako środek utleniający i bakteriobójczy do dezynfekcji wody pitnej (ozonowanie) i pomieszczeń szpitalnych (lampy ozonowe) oraz do odtruwania ścieków przemysłowych; właściwości utleniające ozonu mają zastosowanie w przemyśle chemicznym (np. w syntezie organicznej).
Występowanie ozonu w przyrodzie
Ozon (tritlen, O₃) wraz z tlenem zwykłym (ditlenem, O₂) stanowią formy alotropowe tlenu (O) występujące naturalnie w przyrodzie. Ozon, w odróżnieniu od tlenu zwykłego będącego jednym z głównych składników powietrza atmosferycznego (20,946%), w atmosferze obecny jest w ilościach śladowych (0,001%) zlokalizowanych głównie w stratosferze (ok. 90% ozonu atmosferycznego). Największa koncentracja tego gazu występuje na wysokości ok. 20-30 km nad powierzchnią Ziemi, gdzie tworzy on warstwę ozonową (powłokę ozonową, ozonosferę) chroniącą organizmy żywe przed szkodliwymi skutkami oddziaływania promieniowania ultrafioletowego (UV) emitowanego przez Słońce.Ozon stratosferyczny (O₃) powstaje z tlenu dwuatomowego (O₂) w wyniku naturalnych wyładowań elektrycznych bądź reakcji fotochemicznych zachodzących pod wpływem ultrafioletowego promieniowania słonecznego (UV) o długości fali wynoszącej 180-240 nm:
O₂+promieniowanie ultrafioletowe→O+O
Powstały tlen atomowy (O) przyłącza następnie cząsteczkę tlenu dwuatomowego (O₂) tworząc cząsteczkę tlenu trójatomowego, czyli ozonu (O₃):
O+O₂→O₃
Powstała cząsteczka ozonu (O₃) jest nietrwała i łatwo ulega ponownemu rozkładowi do ditlenu (O₂) i tlenu atomowego (O) w wyniku pochłaniania (absorpcji) promieniowania ultrafioletowego (UV) docierającego ze Słońca o długości fali wynoszącej 240-315 nm:
O₃+promieniowanie ultrafioletowe→O₂+O
Tlen atomowy (O) reaguje następnie z cząsteczką ozonu (O₃) tworząc dwie cząsteczki tlenu dwuatomowego (O₂):
O+O₃→2 O₂
Ozon może tworzyć się również w najniższej warstwie atmosfery, czyli troposferze, podczas naturalnych wyładowań atmosferycznych bądź w wyniku fotochemicznego utleniania spalin samochodowych zawierających tlenki azotu (NOx) – głównie tlenek azotu (II) (NO) i tlenek azotu (IV) (NO₂) oraz lotne węglowodory. Proces ten w wysokiej temperaturze i bezwietrznej pogodzie prowadzi do powstania smogu fotochemicznego (tzw. fotosmogu, smogu typu Los Angeles) bogatego w szkodliwy dla organizmów żywych ozon troposferyczny (O₃):
- lotne węglowodory ulegają utlenieniu pod wpływem rodnika hydroksylowego (HO•) obecnego w troposferze z wytworzeniem rodnika wodoronadtlenkowego (HO₂•);
- powstały rodnik wodoronadtlenkowy (HO₂•) utlenia tlenek azotu (II) (NO) do tlenku azotu (IV) (NO₂):
〖HO₂〗^⦁+NO→HO^⦁+NO₂
- tlenek azotu (IV) (NO₂) rozkłada się pod wpływem energii świetlnej do tlenku azotu (II) (NO) i tlenu atomowego (O):
NO₂+ hν (energia świetlna)→NO+O
- tlen atomowy (O) reaguje z cząsteczką ditlenu (O₂) obecną w powietrzu atmosferycznym z wytworzeniem ozonu troposferycznego (O₃):
O+O₂→O₃
Ozon, jako składnik powietrza powstający podczas wyładowań atmosferycznych, został odkryty i opisany przez niemieckiego chemika Christiana Friedricha Schönbeina w 1840 r.
Proces syntezy i rozkładu ozonu w stratosferze. Źródło: shutterstock
Właściwości fizyczne ozonu
Ozon (O₃) jest jasnoniebieskim gazem o charakterystycznym, intensywnym i orzeźwiającym zapachu określanym mianem „zapachu powietrza po burzy” (gr. ózōn – pachnący). Ozon bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie (1,05 g/dm³ H₂O w temp. 0°C i ciśnieniu 101,1 kPa), wykazuje więc znacznie większą rozpuszczalność niż ditlen (O₂) (0,0146 g/dm³ H₂O w temp. 0°C i ciśnieniu 101,1 kPa). Dobrze rozpuszcza się w innych rozpuszczalnikach polarnych, np. kwasie siarkowym (VI) (H₂SO₄) oraz rozpuszczalnikach niepolarnych, jak czterochlorek węgla (CCl₄) oraz freony, czyli chlorofluorowęglowodory (CFC, ang. chlorofluorocarbons), tworząc klarowny roztwór o niebieskim zabarwieniu. Ozon jest gazem niepalnym, wykazuje jednak zdolność podtrzymywania lub wzmagania intensywności procesu spalania palnych substancji nieorganicznych i organicznych. Ozon stanowi formę alotropową tlenu cechującą się niską trwałością termiczną – rozkłada się stopniowo do tlenu dwuatomowego (O₂) w temperaturze pokojowej; podczas ogrzewania gaz ten wykazuje skłonność do rozkładu wybuchowego.Gęstość ozonu w stanie gazowym wynosi 2,144 g/dm³ (0°C, 1013,25 hPa); jest więc znacznie cięższy od ditlenu (1,429 g/dm³) oraz suchego powietrza atmosferycznego (1,293 g/dm³). Ozon wrze w temperaturze –112°C; ulega topnieniu w temperaturze wynoszącej –192,7°C. Tlen trójatomowy w temperaturach niższych od temperatury wrzenia ulega skraplaniu w ciecz o ciemnoniebieskim (niebieskoczarnym) zabarwieniu; w przypadku schładzania do temperatury niższej niż temperatura topnienia zestala się w ciało stałe o fioletowo-czarnej barwie. Ozon w stanie ciekłym, analogicznie do ozonu w stanie gazowym, posiada skłonność do wybuchowego rozkładu w wyniku kontaktu z substancjami chemicznymi (nieorganicznymi i organicznymi) lub wskutek zachodzących w jego otoczeniu zmian fizycznych (np. wzrostu temperatury lub gwałtownego ochłodzenia, ogrzania do temperatury wrzenia bądź silnego wstrząsu). Ozon wykazuje słabe właściwości diamagnetyczne – magnesuje się w kierunku przeciwnym do kierunku zewnętrznego pola magnetycznego.
Budowa cząsteczki ozonu. Źródło: shutterstock
Budowa i właściwości chemiczne ozonu
Ozon, tritlen (O₃) jest nietrwałą odmianą alotropową tlenu (O) – pierwiastka niemetalicznego o liczbie atomowej 8 i masie atomowej o wartości 15,9994 u, zaliczanego do 16 grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych określanej zbiorczym mianem tlenowców. Ozon jest cząsteczką trójatomową o masie molowej 47,997 g/mol o wygiętym kształcie, składającą się z trzech atomów tlenu związanych za pośrednictwem podwójnego wiązania kowalencyjnego między centralnym atomem tlenu i jednym z atomów zewnętrznych tlenu oraz pojedynczego wiązania koordynacyjnego między centralnym atomem tlenu i drugim atomem zewnętrznym tlenu. Kąt pomiędzy wiązaniami O–O–O wynosi 116,8° (dla ozonu w stanie gazowym) bądź 117,9° (dla ozonu w stanie stałym). Cząsteczka ozonu posiada dwie struktury rezonansowe, z których każda posiada pojedyncze wiązanie koordynacyjne po jedne stronie cząsteczki oraz podwójne wiązanie kowalencyjne po drugiej stronie cząsteczki. Rozkład elektronów między atomami tlenu tworzącymi cząsteczkę ozonu jest nierównomierny, ponieważ atom centralny tlenu musi dzielić elektrony z dwoma atomami zewnętrznymi zaś atomy zewnętrzne tlenu dzielą elektrony tylko z atomem centralnym. Atom centralny tlenu posiada więc częściowy ładunek dodatni (δ+) natomiast atomy zewnętrzne tlenu – częściowy ładunek ujemny (δ-½), w wyniku czego ozon jest cząsteczką polarną o elektrycznym momencie dipolowym 0,53 D.Ozon jest nietrwałą odmianą alotropową tlenu; łatwo ulega rozkładowi na cząsteczkę ditlenu (O₂) i tlen atomowy (O); trwałość ozonu ulega znacznemu obniżeniu w obecności substancji katalizujących reakcję jego rozkładu (np. metali, tlenków azotu, substancji organicznych). Ozon wykazuje bardzo silne właściwości utleniające; utlenia większość metali (z wyjątkiem złota, platyny, irydu), niektóre niemetale (np. węgiel) oraz związki nieorganiczne (np. tlenki, siarczki, cyjanki, azotany) i organiczne (np. alkohole, etery, aldehydy, aminy).
Utleniające właściwości ozonu (O₃) przejawiają się
- w reakcji utleniania srebra (Ag) do tlenku disrebra (I) disrebra (III) (AgO) bądź utleniania miedzi (Cu) do tlenku miedzi (II) (CuO):
Ag+O₃→AgO+O₂
Cu+O₃→CuO+O₂
Cu+O₃→CuO+O₂
- reakcji utleniania węgla (C) do ditlenku węgla (CO₂):
C+2 O₃→CO₂+2 O₂
- reakcji utleniania tlenku azotu (II) (NO) do tlenku azotu (IV) (NO₂):
NO+O₃→NO₂+O₂
- reakcji utleniania amoniaku (NH₃) do azotanu amonu (NH₄NO₃):
2 NH₃+4 O₃→NH₄NO₃+4 O₂+H₂O
- reakcji utleniania siarczku ołowiu (II) (PbS) do siarczanu ołowiu (II) (PbSO₄):
PbS+4 O₃→PbSO₄+4 O₂
- bądź reakcji utleniania siarki elementarnej (S) lub tlenku siarki (IV) (SO₂) do kwasu siarkowego (VI) (H₂SO₄) w obecności wody (H₂O):
S+H₂O+O₃→H₂SO₄
3 SO₂+3 H₂O+O₃→3 H₂SO₄
3 SO₂+3 H₂O+O₃→3 H₂SO₄
Ozon może przyłączać się do wiązań podwójnych obecnych w cząsteczkach nienasyconych związków organicznych (np. alkenów) powodując ich rozszczepienie do aldehydów i ketonów (w warunkach redukcyjnych, np. w obecności siarczku dimetylu, cynku w kwasie octowym) bądź kwasów karboksylowych (w warunkach utleniających, np. w obecności wodnego lub alkoholowego roztworu nadtlenku wodoru) (tzw. ozonoliza). Ozonoliza wiązania podwójnego w cząsteczce but-1-enu (CH₃CH₂CH=CH₂) prowadzi do powstania aldehydu mrówkowego (metanalu) (HCHO) i aldehydu propionowego (propanalu) (CH₃CH₂CHO) zgodnie z reakcją:
CH₃CH₂CH=CH₂ + O₃ → HCHO + CH₃CH₂CHO
Ozon (O₃) na skalę przemysłową otrzymywany jest z czystego tlenu dwuatomowego (O₂) lub powietrza z wykorzystaniem cichych wyładowań elektrycznych, wyładowań z przeskokiem iskry bądź promieniowania ultrafioletowego emitowanego przez lampę słoneczną.
Warstwa ozonowa chroni organizmy żywe przed szkodliwymi skutkami oddziaływania promieniowania ultrafioletowego (UV) . Źródło: shutterstock
Znaczenie biologiczne ozonu
Ozon stratosferyczny występujący w dużej koncentracji na wysokości ok. 20-30 km nad powierzchnią Ziemi tworzy warstwę ozonową (ozonosferę) chroniącą organizmy żywe przed szkodliwym promieniowaniem ultrafioletowym emitowanym przez Słońce. Ultrafiolet (UV), w zależności od aktywności biologicznej, dzieli się na promieniowanie ultrafioletowe A (UVA) (315-400 nm) o niskiej szkodliwości dla organizmów żywych; promieniowanie ultrafioletowe B (UVB) (280-315 nm) o średniej szkodliwości dla organizmów żywych oraz promieniowanie ultrafioletowe C (UVC) (100-280 nm) o bardzo wysokiej szkodliwości dla organizmów żywych. UVA niezbędne jest do syntezy melaniny w skórze; UVB warunkuje przemianę ergosterolu w witaminę D₂; UVC wykazuje silne działanie bakteriobójcze, zmienia strukturę białek i kwasów nukleinowych zakłócając przebieg procesów metabolicznych w komórkach organizmów, co może doprowadzić do ich śmierci. UVB i UVC wykazują działanie mutagenne. Dzięki warstwie ozonowej do powierzchni Ziemi dociera głównie promieniowanie UVA o niskiej szkodliwości biologicznej oraz znikoma część promieniowania UVB; szkodliwe promieniowanie UVC jest całkowicie absorbowane przez ozonosferę i atmosferę ziemską. Znacznym zagrożeniem dla życia na Ziemi jest więc ubytek stratosferycznej warstwy ozonowej wskutek redukcji ozonu (O₃) do cząsteczki ditlenu (O₂) w wyniku reakcji z atomami chloru uwolnionymi z cząsteczek freonów (chlorofluorowęglowodorów) emitowanych do atmosfery. Zagrożenie dla żywych organizmów stanowi również toksyczny ozon troposferyczny; powoduje uszkodzenie błon biologicznych i organelli komórkowych (np. chloroplastów, mitochondriów), zakłóca przebieg procesu fotosyntezy i oddychania, wywołuje podrażnienia oczu i górnych dróg oddechowych.Zastosowania ozonu
Ozon używany jest jako środek utleniający i bakteriobójczy do dezynfekcji i uzdatniania wody pitnej (usuwanie mikroorganizmów chorobotwórczych, utlenianie związków nieorganicznych i organicznych, usuwanie niepożądanych substancji zapachowych i smakowych, usuwanie jonów żelaza i manganu), ozonowania pomieszczeń mieszkalnych, budynków użyteczności publicznej, samochodów, systemów wentylacji i klimatyzacji (usuwanie drobnoustrojów chorobotwórczych, zarodników pleśni, alergenów, nieprzyjemnych zapachów), odkażania powietrza w pomieszczeniach szpitalnych i salach operacyjnych z wykorzystaniem lamp ozonowych (usuwanie patogennych wirusów, bakterii i grzybów) oraz odtruwania ścieków przemysłowych (utlenianie toksycznych substancji chemicznych, m.in. związków metali ciężkich, cyjanków, azotanów, siarczków, siarkowodoru, złożonych związków organicznych).Właściwości utleniające ozonu mają zastosowanie w przemyśle chemicznym (m.in. syntezie organicznej, ozonolizie), procesie bielenia skrobi, mąki, olejów, wosków, papieru i włókien naturalnych (np. bawełny, lnu, wełny, jedwabiu). Ozon stosowany jest również w medycynie do leczenia trudno gojących się ran, owrzodzeń oraz stanów pourazowych (ozonoterapia).
Ozonoterapia. Źródło: shutterstock
Bibliografia
- Jane B. Reece, Lisa E. Urry, Michael L. Cain, Steven A. Wasserman, Peter V. Minorsky, Robert B. Jackson ; “Biologia Campbella ”; Dom Wydawniczy Rebis, Poznań 2020. ;
- Norman Neill Greenwood, Alan Earnshaw ; “Chemistry of the Elements (2nd ed.) ”; Butterworth-Heinemann, Oxford 1997. ;
- Andrew Burrows, John Holman, Andrew Parsons, Gwen Pilling, Gareth Price ; “Chemistry. Introducing inorganic, organic and physical chemistry, ”; Oxford University Press, 2017.;
- Grażyna Łabno ; “Ekologia. Słownik encyklopedyczny ”; Wydawnictwo Europa, Warszawa 2006;
- Zdzisława Otałęga (red. nacz.) ; “Encyklopedia biologiczna T. III, VIII, X ”; Agencja Publicystyczno-Wydawnicza Opres, Kraków 1998-2000.;
- K.-H. Lautenschlager, W. Schroter, A. Wanninger ; “Nowoczesne kompendium chemii ”; Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2016. ;
- K.M. Pazdro ; “Podstawy chemii dla kandydatów na wyższe uczelnie ”; Wydawnictwo Edukacyjne, Warszawa 1991.;
- Edward R. Miller-Jones ; “The Ozone Layer. Earth's Shield ”; FastBook Publishing, 2012.;
- promil
