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臭氧全面解读

  臭氧是地球上存在的天然物质,远古时代,人们就发现,在雷电暴雨时,空气中会产生一种特别的气味,有刺激性。1785年,法国物理学家Van Marum,发现当空气通过电火花时,放出一种刺激性味道的气体。十多年后,1801年,Cruikshank观察到电解水的过程中,在阳极产生一种带臭味的气体。直到1840年,Schonbein才指出,在水电解和火花放电进产生的气味与雷电后产生的气味相同,并认定是一种新物质。因气味难闻而得名Ozone(来自希腊文Ozein一词,难闻的意思)。1866年,Soret测得臭氧的密度为氧密度的1.5倍,由此确认臭氧与氧有关,并指出,1848年Hant提出的臭氧是“三原子氧”的假设是正确的,至此,臭氧被人们正式确认。

  臭氧是氧的同素异构体,由于结构的不同,造成了二者在性质上的差别很大。两个氧原子组成的氧分子,显示顺磁性,表示有两个未成对的电子存在。它的分子结构式表明在氧分子内不是所有的电子皆结合成对,由此,你很容易理解,两个氧分子缔合为有反磁性的四原子分子了。臭氧也有顺磁性,其结构为等腰三角形,夹角为127±3°,斜边长等于0.126±0.002nm,底连长约为0.224nm。

  用XRD对液氧中的臭氧测定结果表明,臭氧分子中各氧原子间的距离为0.13、0.13、0.22nm。了解了氧与臭氧的结构特点,就不难理解臭氧的特殊性质了。 
  气体中的臭氧能吸收红外光,可见光和紫外辐射性,吸收带从14.2um-220nm。臭气的可见光谱显示在600nm吸收带,这是导致臭氧在三种状态均呈现蓝色的原因,也是日夜及黄昏时天空呈现兰紫色的原因。在紫外区三个最大吸收峰的波和分别为255.3、313.5、343.9nm。

  臭氧在水中的溶解性质,是臭氧应用的一个重要方面。在常温常压下,臭氧在水中的溶解度比空气高25倍,经氧高13倍。但必须指出,臭氧水溶液的稳定性受水中杂质的影响较大,特别是金属离子的存在,导致臭氧迅速分解为氧,在纯水中分解较慢。表2是在常压时,臭氧在不同温度下在水中的溶解度。由表2可见,随着温度升高,臭氧在水中溶解度迅速下降。

表2 臭氧在水中的溶解度


温度,℃溶解度,g/L
01.13
100.78
200.57
300.41
400.28
500.19
600.16



    臭氧是一种强氧化剂,由表3可见,其氧化还原电位仅次于氟为2.07V,远大于其他氧化剂,特别是氧。臭氧的这一性质,使得它除了不能与铂、金、铱和氟发生反应外,几乎可与周期表中的任何一种元素发生作用。
表3各种强氧化剂的氧化还原电位

氧化剂名称
分子式
标准电极电(V)

F2
2.87
臭氧
O3
2.07
过氧化氢
H2O2
1.78
高锰酸离子
MnO4-
1.67
二氧化氯
ClO2
1.50

Cl2
1.36

O2
1.23


  臭氧与有机物反应,主要表现在与下述有机、或有机金属官能解团的反应上。臭氧与有机化合物有三种不同方式的反应:臭氧与有机物反应生成过氧化物;臭氧与有机物反应生臭氧化物或发生臭氧分解;普通的氧化反应:在高臭氧浓度下,臭氧能把某些有机物氧化成CO2和H2O,在普通臭氧浓度下,只能氧化成比原分子中氧多或氢少的物质。
  臭氧是一种极不稳定的物质,易分解为氧。臭氧不稳定的原因,是由于臭氧气体中存在着一种过敏化剂造成,这种敏化剂实际上是一种有机物,燃烧后可得到少量的CO2。根据这一事实,可测得臭氧中敏化剂的含量与自然爆炸的关系。如不含敏化剂即100%的自愿兼收并蓄气体,在105±20C时才会爆炸,而用普通钢瓶里的氧气,双不经净化制得的臭氧,只要加热到比沸点稍高(-60~1200C) 一些,就会爆炸。即是经过液化、蒸馏精制后,也不会使爆炸温度升高,只有用硅胶处理后再制得的臭氧,其爆炸温度才会上升到室温。由此可见,少量有机物随氧气进入臭氧发生器后,并未被氧化人吸入臭氧后,最初的感觉是难闻,随着时间的加长,眼、鼻、喉、呼吸气管粘膜受到刺激,从而引起咳嗽、头痛、喉痛,直至肺水肿,发生臭氧中毒,甚至死亡。
  臭氧的毒性主要受浓度(C)和接触时间(T)的影响,按一般毒理学原则:C.t=K,即时间与浓度在1-55ppm范围内是遵循此原则的。在不同浓度和接触时间下,臭氧对人体的生理影响如图3所示,由图可见,当人们接触于0.1-1ppm 时,出现头痛、咽干、呼吸道刺激和眼睛灼痛;1-100ppm时,可造成气喘,疲乏和食欲不振;短时间接触更高浓度,可造成喉刺激,出血和肺气肿。但由于人体有一种自我恢复能力,所以上述症状,经过一段时间的休息,就会恢复正常。至于长期接触是否会造成持久性的症状,有待进一步研究。因为在长达80年大规模臭氧应用史上,尚无见有死于臭氧中毒的报道。

(责任编辑:化学自习室)
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