אוזון

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
קפיצה אל: ניווט, חיפוש
אוזון
Ozone-1,3-dipole.png
פרטים
שם סיסטמטי trioxygen
נוסחה כימית O3
מסה מולקולרית g/mol‏ 47.998 גרם למול
מראה גז כחול
מספר CAS 10028-15-6
צפיפות g/cm3‏ 2.144g/l גרם לליטר (גז ב0°C)
מצב צבירה בטמפרטורת החדר גז
מסיסות 0.105 גרם ב-100 מ"ל מים ב 0°C
טמפרטורת היתוך 192.5- °C
טמפרטורת רתיחה 111.9- °C

אוֹזוֹן הוא מולקולה המורכבת משלושה אטומים של חמצן (במקום שניים במבנה הנפוץ). סימנו הכימי הוא O3.

האוזון הוא גז רעיל בעל ריח חריף הגורם לקשיי נשימה ולגירויים שונים. בסטרטוספירה של כדור הארץ, שם הוא יוצר שכבה (שכבת האוזון), יש לאוזון תפקיד חשוב בקיום תקין של מהלך החיים על-פני כדור הארץ בסננו את הקרינה האולטרה סגולה המזיקה של השמש.

תכונות החומר[עריכת קוד מקור | עריכה]

בטמפרטורת החדר האוזון הוא גז חסר צבע. טמפרטורת הרתיחה שלו היא 161 קלווין (בטמפרטורה נמוכה מזו האוזון הופך לנוזל כחול כהה), וטמפרטורת ההיתוך שלו היא 80 קלווין (בטמפרטורה נמוכה מזו האוזון הופך למוצק כחול כהה). בניגוד לO2 האוזון דיאמגנטי. סף הריכוז להרחה של אוזון באוויר הוא בין 0.0076 ל 0.036 חלקים למיליון (ppm).

מבנה[עריכת קוד מקור | עריכה]

לפי ספקטרום המיקרוגל של הגז (בליעות של רמות רוטציה של המולקולה) מולקולת האוזון מכופפת -חבורת הסימטריה C2v (בדומה למולקולת המים). אורך הקשר חמצן-חמצן 127.2pm וזווית הקשר 116.78°. שני הקשרים ברזוננס: קשר כפול בצד אחד וקשר בודד בצידה השני של המולקולה יוצרים אל-איתור וסדר הקשר של שני קשרי החמצן-חמצן 1.5 כ"א.

כימיה[עריכת קוד מקור | עריכה]

אוזון מגיב כימית עם אלקנים ומפרק אותם לאלדהידים וקטונים. תגובה זו נקראת אוזונוליזה ("ליזה" ביוונית פירושו פירוק). תחילה ניתק הקשר הכפול שבמולקולת האלקן ולאחר מכן נוצר קשר כפול בין כל אחד משני אטומי הפחמן שנותרו לא-קשורים ובין אטום חמצן מהאוזון.

בריכוזים גבוהים אוזון יתפרק ויתקבל חמצן

  • 2O_3\Rightarrow 3O_2

אוזון יגיב עם מתכות (פרט לזהב, פלטינה ואירידיום) ויחמצן אותן למצב החמצון המרבי שלהן, לדוגמה:

  • 2 Cu^{+}_{(aq)}+ 2 H_3O^+_{(aq)}+ O_{3(g)}\Rightarrow 2 Cu^{2+}_{(aq)} + 3 H_2O_{(l)} + O_{2(g)}

אוזון מחמצן גם תחמוצות חנקן למשל בתגובה הבאה המלווה פליטת אור (כמי-לומינסנסיה):

  • NO +O_3\Rightarrow NO_2 + O_2

ה NO2 שנוצר בתגובה יכול להתחמצן עוד :

  • NO_2 +O_3\Rightarrow NO_3 + O_2

אוזון מגיב עם פחמן לתת פחמן דו-חמצני אפילו בטמפרטורת החדר

  • C+2O_3\Rightarrow CO_2 + 2O_2

אוזון לא יגיב עם מלחי אמוניום אך יגיב עם אמוניה גזית לתת אמוניום ניטראט

  • 2NH_3 +4O_3\Rightarrow NH_4NO_3 + 4O_2 +H_2O

אוזון יחמצן גפרית בסולפידים לסולפט למשל:

  • PbS +4O_3\Rightarrow PbSO_4 + 4O_2

ניתן לייצר חומצה גפרתית מאוזון - חומר הגלם יכול להיות גפרית או גפרית דו-חמצנית

  1. S+H_2O + O_3\Rightarrow H_2SO_4
  2. 3SO_2+3H_2O + O_3\Rightarrow 3H_2SO_4

במצב גזי אוזון מגיב עם מימן גפרתי ומתקבלת גפרית דו-חמצנית

  • H_2S+ O_3\Rightarrow SO_2 + H_2O

בתמיסה מימית, לעומת זאת, מימן גפרתי מגיב עם אוזון בשתי ריאקציות מתחרות בו זמנית: אחת נותנת חומצה גפרתית והשנייה גפרית מוצקה.

  1. H_2S+ O_3\Rightarrow S + O_2 +H_2O
  2. 3H_2S+ 4O_3\Rightarrow 3H_2SO_4

ניתן להשתמש באוזון להרחיק יוני מנגן ממים על ידי יצירת משקע שניתן לסלק בסינון

  • Mn^{2+} + 2O_3 + 4H_2O\Rightarrow 2MnO(OH)_{2 (s)} + 2O_2 + 4H^+

אוזון יחמצן ציאניד ליון ציאנט הרעיל פי אלף פחות

  • CN^- + O_3\Rightarrow CNO^- + O_2

אוזון יפרק שתנן

  • (NH_2)_2CO + O_3\Rightarrow N_2+ CO_2 + 2H_2O

ייצור אוזון[עריכת קוד מקור | עריכה]

התפרקות חשמלית[עריכת קוד מקור | עריכה]

באמצעות יצירת פלזמה על ידי התפרקות חשמלית ניתן לקבל 10% אוזון. זוהי השיטה בה מייצרים אוזון לצרכים תעשייתיים ורפואיים. כאשר ההתפרקות החשמלית היא דרך אוויר נוצרות גם תחמוצות חנקן כתוצר לואי. הקפדה על אוויר יבש מונעת היווצרות של חומצה חנקתית (מהמגע בין אדי מים לתחמוצת חנקן). שיפור הניצולת מושג על ידי הזרמת חמצן במקום אוויר.

יצירת אוזון על ידי קרינת UV[עריכת קוד מקור | עריכה]

בשיטה זו מחקים את מנגנון יצירת האוזון בסטרטוספירה ומקרינים חמצן בUV. שיטה זו זולה יותר אך ניתן להגיע לריכוזי אוזון של 2% בלבד. בנוסף נדרש זמן הקרנה ארוך של החמצן כך שהשיטה אינה ישימה למצבים בהם נדרשת אוזונציה של זרם מהיר של גז.

אוזון בריכוז גבוה[עריכת קוד מקור | עריכה]

ניתן לקבל אוזון טהור על ידי ניזול של תערובת O2 ו O3 . מתקבלת מערכת נוזלית בה פאזה אחת יציבה ומכילה 25% אוזון ופאזה שנייה שצבעה סגול עמוק מכילה 70% אוזון והיא נפיצה.‏[1]

היסטוריה[עריכת קוד מקור | עריכה]

ההיתקלות הראשונה באוזון התרחשה ב 1785 כאשר המדען מרטינוס ון מארום, שהתעניין מאוד בחשמל, בנה בעזרתו של ג'ון קאתברטסון גנרטור חשמלי המופעל על ידי חיכוך (חשמל אלקטרו סטאטי) בדומה לגנרטור ון דה גראף, במהלך אותו ניסוי נוצר מתח חשמלי הקרוב ל-750 מיליון וולט. בנוסף למטען החשמלי אשר הפקתו הייתה מטרת הניסוי, תיארו הנוכחים תחושה מוזרה של מעין קורי עכביש העוטפים אותם. תחושה זו לוותה בריח חריף אשר היה ניתן להרגיש בו גם למרחק של כתשעה עד עשרה מטרים מהגנרטור. מארום ציין ברשימותיו כי זהו "ריחו של החשמל", ואף שיער כי זו השפעת החשמל על אוויר או חמצן, אך לא התעניין הרבה מעבר לכך בתופעה.

בשנת 1840, כ-55 שנים לאחר ההיתקלות הידועה הראשונה באוזון, הבחין גם הכימאי כריסטיאן פרידריך שונביין, במהלך ניסויים בחמצון ובאלקטרוליזה של מים, באותו ריח חריף אותו תיאר מארום. בניגוד למארום אשר לא התעניין בכימיה, שונביין התעניין בתופעה, ואף כינה את הגז בעל הריח החריף שנוצר בשם אוזון, מהמילה היוונית אוזיין שמשמעותה: "להריח".

בשנת 1857, תכנן ארנסט ורנר פון סימנס את המכונה הראשונה המיועדת ליצירת אוזון. מאז ועד היום מתוכננים המכשירים על בסיס התכנון שלו.

האוזון באטמוספירה[עריכת קוד מקור | עריכה]

אוזון סטרטוספירי[עריכת קוד מקור | עריכה]

Postscript-viewer-shaded.png ערך מורחב – הידלדלות שכבת האוזון

שכבת האוזון נמצאת, כאמור, בסטרטוספירה, חלקה האמצעי של אטמוספירת כדור הארץ. שכבה זו בולעת חלק מהקרינה האולטרה סגולה המגיעה מהשמש והמזיקה ליצורים חיים. הקרינה האולטרה-סגולה גורמת להיווצרות האוזון, בכך שהיא מפרקת את מולקולת החמצן לאטומים בודדים, ואלה מתחברים למולקולות חמצן שלמות ליצירת אוזון
 O_2+h\nu(\lambda\le242nm) \Rightarrow \cdot O \cdot +\cdot O \cdot

 \cdot O \cdot +O_2 +M\Rightarrow O_3 +M

M הוא צורון נייטרלי שמקבל חלק מהאנרגיה הקינטית של אטומי החמצן ובכך מוריד את האנרגיה של המערכת ומאפשר את יצירת מולקולת האוזון. קרינה האולטרה-סגולה באורכי גל שבין 220 ל-320 ננומטר (UVC) מפרקת את מולקולת האוזון, כך שנוצר מחזור של אוזון-חמצן. בליעה זו של מולקולות האוזון מגינה על כדור הארץ מקרינה מזיקה. מחזור זה משתבש בנוכחות אטומים של כלור, פלואור או ברום. אטומים אלה, שמקורם טבעי או בפעילות האדם, גורמים להתפרקות האוזון באטמוספירה על ידי זרוז (קטליזה) של הריאקציה O + O_3\Rightarrow 2O_2. מכיוון שהתפרקות האוזון מתמקדת בעיקר באזור הקוטב הדרומי והקוטב הצפוני, הם מופיעים בתמונות לוויין כשני חורים ענקיים באטמוספירה. החור בשכבת האוזון הפך לנושא בוער ומרכזי באיכות הסביבה העולמית.

הדמיה של החור בשכבת האוזון מעל אנטארקטיקה, ספטמבר 2006

האוזון כמזהם אוויר- אוזון טרופוספירי[עריכת קוד מקור | עריכה]

בשכבה נמוכה של האטמוספירה - הטרופוספירה האוזון הוא מזהם אויר. נזקיו כוללים:

  • גרוי בדרכי הנשימה, שיעול
  • ירידה ביעילות פעולת הראות: קושי בשאיפה עמוקה - הנשימה הופכת רדודה יותר ומתפתח קושי בנשימה בעת פעילות מאומצת.
  • החמרה של אסטמה על ידי הגברת הרגישות לאלרגנים.
  • הגברת הפגיעות לזיהומי מערכת הנשימה

מחקר אפידמיולוגי במרכזים עירוניים בארצות הברית העלה מתאם גבוה בין ריכוז האוזון באוויר למוות מוקדם. המחקר העריך שירידה של שליש בריכוז האוזון תציל את חייהם של כ4000 אנשים בשנה. בהתאם, הוחמרו תקנות זיהום האוויר באזורים שונים בארצות הברית לשם הורדת רמת האוזון בטרופוספירה.

אוזון עשוי להיווצר כתוצאה מתגובות של מזהמי אוויר אורגנים (תרכובות אורגניות נדיפות VOC) או אי אורגנים עם קרינת שמש. כך, למשל, עשוי להיווצר אוזון מהגז NO הנוצר בריאקציה 1 בצילינדר של מנוע בעירה פנימית - זהום האופייני למצבי ערפיח (smog)‏[2]

  1. N_2 +O_2\Rightarrow 2NO
  2. 2NO +O_2\Rightarrow 2NO_2
  3. NO_2 +h\nu\Rightarrow NO + O
  4. O + O_2\Rightarrow O_3

תרכובות אורגניות נדיפות גורמות גם כן להיווצרות אוזון כמודגם עבור פחמן חד-חמצני CO. שרשרת התגובות מתחילה בתגובה עם רדיקל הידרוקסיד OH המביאה ליצירת אטום מימן ואחר כך רדיקל HO2 המגיב עם NO ליצירת NO2

  1. OH +CO\Rightarrow H + CO_2
  2. H +O_2\Rightarrow HO_2
  3. HO_2 + NO\Rightarrow HO + NO_2
  4. NO_2 +h\nu\Rightarrow NO + O
  5. O + O_2\Rightarrow O_3

הריאקציה נטו היא:

  • CO +2O_2\Rightarrow CO_2 + O_3

התקן הישראלי לאוזון הוא 230 מיקרוגרם למטר מעוקב בממוצע לחצי שעה ו- 160 מיקרוגרם למטר מעוקב בממוצע לשמונה שעות.

שימושים באוזון[עריכת קוד מקור | עריכה]

שימושים תעשייתיים של אוזון כוללים:

  • חיטוי מים קודם לאריזתם בבקבוקים.
  • תקיפה כימית של מזהמים המצויים במים ובפרט מי שתייה, בריכות שחיה ומי שופכין מטוהרים.
  • ניקוי והבהרה של אריגים.

ראו גם[עריכת קוד מקור | עריכה]

קישורים חיצוניים[עריכת קוד מקור | עריכה]

הערות שוליים[עריכת קוד מקור | עריכה]

  1. ^ Advanced Inorganic Chemistry, F. Cotton & G. Wilkinson, P.452
  2. ^ James E. Huheey, Inorganic Chemistry, Gaseous air pollution (in chepter 18)