Ozó: diferència entre les revisions

L<nowiki>'</nowiki>'''ozó''' (O₃) o '''trioxigen''' és una [[molècula]] triatòmica (que consta de tres [[àtoms]]) d'[[oxigen]]. Es tracta d'una forma [[al·lotropia|al·lotròpica]] de l'oxigen, que és molt menys estable que la forma [[al·lotropia|al·lotròpica]] diatòmica (O₂). A [[temperatura]] i [[pressió]] ambientals, l'ozó és un [[gas]]. En condicions normals, l'ozó és un [[gas]] blau pàl·lid que es condensa a temperatures criogèniques; progressivament passa a un blau fosc [[líquid]] i, finalment, es forma un [[sòlid]] de color violeta-negre. La inestabilitat de l'ozó respecte al [[dioxigen]] comú és molt gran, així que tant l'ozó concentrat en estat gasós com l'ozó líquid potes poden descompondre's explosivament. Per això, comercialment sols s'utilitza en baixes concentracions.

[[Fitxer:Catatumbolightning.jpg|thumb|[[Llampec del Catatumbo]], a l'estat [[Zulia]] de [[Veneçuela]]. Les descàrregues elèctriques són la “fàbrica” d'ozó de la [[naturalesa]]. Hi ha àrees on els vents dominants són frenats per la configuració del relleu, provocant l'ascens orogràfic de la nuvolositat acompanyada per nombroses descàrregues elèctriques. Una de les àrees més favorables en aquest sentit és la formada per la vall del riu [[Catatumbo]] entre els [[Andes]] veneçolans i la muntanya de [[Perijá]], al sud-est del [[llac de Maracaibo]]. Aquest fenomen és capaç de produir 1.176.000 llampecs per any, produintde aixímanera que produeix el 10% de la capa d'ozó del planeta.]]

A l'[[Atmosfera terrestre|atmosfera]] la concentració en volum d'ozó és del 0-0.1ppm, però les concentracions de l'ozó són molt variables. L'exposició a concentracions d'ozó > 0,1 ppm es considera perillós per a la salut humana.<ref>Atmospheric Science an Introductory Survey; John M. Wallace, Petter V.Hobbs; second edition, Academic Press.</ref> Hi ha evidència d'estudis controlats d'exposició d'O₃, humana i animal pot causar efectes adversos a la salut.<ref name=who-Europe>[http://www.euro.who.int/__data/assets/pdf_file/0005/112199/E79097.pdf Health Aspects of Air Pollution with Particulate Matter, Ozone and Nitrogen Dioxide]. WHO-Europe report 13–15 January 2003 (PDF)</ref> L'ozó es va proposar com una nova [[substància]] a l'aire el 1840. El nom d'ozó ve del grec, del verb ozein (ὄ ζειν, "al olor"), això és degut a l'olor peculiar que hi ha després dels llampecs de les tempestes. L'olor de l'ozó és fortforta, recorda a l'olor del clor, i moltes persones el detecten a concentracions de tan sols 10 ppm a l'aire. La fórmula de l'ozó, (O₃), es va determinar l'any 1865.

L'ozó té un interessant ús industrial com a precursor en la síntesi d'alguns compostos orgànics, i sobretot, com a desinfectant (en depuradores). La seva principal propietat és que és un [[oxidant]]. És, no obstant, conegut per l'important paper que exerceix a l'[[atmosfera terrestre|atmosfera]]. A aquest nivell és necessari distingir entre l'ozó present a la l'[[estratosfera]] i el de la [[troposfera]]. En ambdós casos la seva formació i destrucció són fenòmens [[fotoquímica|fotoquímics]].

L'ozó és un oxidant potent (molt més que el dioxígen) i té moltes aplicacions industrials. Aquest mateix alt potencial d'oxidació és el causant dels danys que es produeixen als teixits respiratoris d'animals i als teixits de les plantes si la concentració d'ozó és més alta que 100ppm. Això fa que l'ozó a prop del sòl sigui perillós. Però la [[capa d'ozó]] (una porció de la [[estratosfera]] amb una alta concentració d'ozó, de 2 fins a 8ppm8 ppm) és beneficiosa perquè evita que la lum ultraviolada arribi a la superfície de la Terra.

L'ozó ja es coneixia a l'antiguitat, oni [[Homer]] el citava a la seva [[L%27odissea|Odissea]]. Va ser descobert el 1783-1785 pel físic holandès [[Martinus van Marum]] mentre realitzava investigacions amb màquines electrostàtiques que generaven unes descàrregues elèctriques i desprenien una olor característica en contacte amb l'aire. També [[Cruikshank]] (1801) el va anomenar en diversos experiments fets amb electròlisi.

Però no va ser fins al 1840 que [[Christian Friedrich Schönbein]] va repetir els experiments de van Marum i va pensar que aquellaquella olor peculiar era ella mateixmateixa que ella que es percep durant les tempestes elèctriques. El va anomenar '''''Ozó''''' ja que la seva arrel grega és ozein (ὄ ζειν) que significa desprendre olor i es va proposar com a una nova substància de l'aire.<ref name="ozo">{{ref-publicació |cognom=Rubin |nom=Mordecai B.|any=2001 |article=The History of Ozone. The Schönbein Period, 1839–1868 |publicació=Bull. Hist. Chem. |volum=26 |exemplar= 1|url=http://www.scs.uiuc.edu/~mainzv/HIST/awards/OPA%20Papers/2001-Rubin.pdf |consulta= 2012-6-10 |format=PDF}}</ref><ref>{{ref-web |url=http://www.todayinsci.com/10/10_18.htm#Schonbein| títol = Today in Science History| consulta = 2012-6-11}}</ref>

Altres investigadors van aportar més informació sobre l'ozó, [[Jacques-Louis Soret]]<ref>{{ref-publicació|article = Recherches sur la densité de l'ozone |autor = Jacques-Louis Soret |publicació = [[Comptes rendus de l'Académie des sciences]]|volum = 61|pàgina = 941 |any = 1865 |url = http://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k3018b/f941.table}}</ref> -el 1865- va determinar la seva fórmula molecular, va reconèixer que era una substància de propietats inusuals que mai havia estat aïllada en estat pur i que estava compostcomposta solament d'oxigen (3(O₂) + 64800 cal → 2(O₃)). [[Robert Mulliken]] i [[James Dewar]] van aclarir la seva forma molecular.<ref>{{Ref-llibre |cognom=Lane |nom=Nick |títol=Oxygen: The molecule that made the world |url=http://books.google.cat/books?id=gvcXvr-SunIC&pg=PP123&dq=Mulliken+i+Dewar+ozone&hl=ca&sa=X&ei=mIW4Upa-Ksam0QWrrIHIDg&ved=0CDEQ6AEwAA#v=onepage&q=Mulliken%20i%20Dewar%20ozone&f=false |llengua=anglès |editorial=Oxford University Press |data=2002 |pàgines= |isbn=0191500690}}</ref>

El 1913, [[Charles Fabry]] -amb la col·laboració d' [[Henri Buisson]] i d'[[Alfred Perot]]- va participar en la posada en marxa de l' ''[[interferòmetre]]'' de Fabry-Perot, que va servir principalment per demostrar l'existència de la [[capa d'ozó]].

La primera constància bibliogràfica de l'ús de l'ozó en [[medicina]] data de la [[primera Guerra Mundial]] (1914-1918), quan el doctor [[A. Wolff]] va realitzar cures amb ozó per tal de netejar i desinfectar ferides sèptiques. Però no va ser fins al 1935 que [[Erwin Payr]] va donar una empenta a la utilització de l'ozó en medicina.<ref name="ozo2">{{ref-publicació |cognom=Rubin |nom=Mordecai B.|any=2002 |article=The History of Ozone. II. 1869-1899(1)|publicació=Bull. Hist. Chem. |volum=27 |exemplar= 2 |format=PDF}}</ref> El 1950, Joachim Hansler va reprendre el treball de Payr i va desenvolupar el primer generador d'ozó per a ús mèdic, que va permetre la dosificació exacta de les mescles d'ozó- i oxigen (5% d'ozó com a màxim i 95% d'oxigen). Aquest descobriment va ser decisiu en la terapèutica, perquè era necessaricalia aplicar les dosis adequades d'ozó i així evitar la peroxidació excessiva que pot ocasionar danys a les membranes cel·lulars.

La pràctica de l'autotransfusió de la sang ozonitzada data del 1940, des dels treballs d'de [[Hans Wolff]]. Avui dia, està estandarditzada i acceptada com la tècnica de l'ozonoteràpia. No va ser fins al 1972 que es va fundar la primera societat d'[[ozonoteràpia]].<ref name=tesi1></ref>

El 1987 es va firmar el ''[[protocol de Montreal]]'' relatiu a substàncies que disminueixen l'ozó, que és un tractat internacional disenyatdissenyat per protegir la capa d'ozó.

L'ozó és un [[compost químic]] format en l'[[Atmosfera terrestre|atmosfera]], és un gas de color blau pàl·lid a temperatura ambient i amb ununa olor picant, com ella que es pot percebre després d'una tempesta elèctrica.

Químicament, l'ozó és una molècula triatòmica que pertany a una de les quatre formes al·lotròpiques de l'[[oxigen]], sent el seu [[símbol químic]] és O₃ i ambté un [[pes molecular]] de 48 g/mol. L'ozó és relativament estable a l'[[aire]] amb una vida mitjana de diverses hores a baixes concentracions, però la [[vida mitjana]] canvia significativament una vegada l'ozó és introduït dins de l'aigua, on tenen lloc moltes [[reaccions químiques]], especialment amb els àtoms de carboni per produir principalment CO₂.<ref name=tesi1></ref>

Es forma quan una [[molècula]] d'oxigen es veu forçada a incorporar un tercer àtom creanti es crea una molècula triatòmica. Aquest tercer àtom s'uneix lleugerament i fa que sigui molt inestable i altament oxidativa, sentfins al punt que és el quart agent [[oxidant]] més agressiu. La [[Ressonància paramagnètica electrònica|ressonància]] d'aquesta molècula no permet la possibilitat de tenir electrons desaparellats i, per tant, és [[diamagnètica]]. La principal conseqüència de la seva inestabilitat és que no pot ser emmagatzemat ni transportat durant un període llarg de temps. La seva producció s'ha d'efectuar en el moment i al lloc de la seva utilització.<ref name=tesi1></ref>

Es va determinar que a 161 K (-112 °C) condensa per formar un líquid de color blau fosc. És perillós permetre que el líquid s'escalfi fins a ebullició a conseqüència a queperquè tant l'ozó gasós com el líquid poden detonar. A temperatures inferiors als 80 K (-193 °C) dóna lloc a un sòlid violeta-negre.<ref>{{ref-web | títol = Oxygen |obra= WebElements |url = http://www.webelements.com/oxygen/ | consulta = 2012-06-10}}</ref>

L'ozó és parcialment soluble a l'aigua. D'acord amb la [[llei de Henry]], l'eficàcia de dissolució d'un gas específic en una fase aquosa està basada en la pressió parcial del gas en particular en el flux total del gas, així com en la temperatura d'aquesta. En conseqüència, a major concentració d'ozó s'aconsegueix que hi hagi una transferència major d'ozó a l'aigua. Com és d'esperar, la [[solubilitat]] de l'ozó decreix amb l'increment de la temperatura. També s'ha vist que és molt soluble en dissolvents inerts no polars com ara el [[tetraclorur de carboni]] o fluorocarbonis, amb els quequals forma una dissolució blava.<ref name=tesi1></ref>

És fàcilment detectable en l'aire, el llindar de percepció de l'ozó s'inicia aproximadament a 0.01 [[Part per milió|ppm]] presentanti unpresenta una olor desagradable a concentracions per sobre d'aquesta concentració, a més a més de tenir un color lleugerament més blau a nivells superiors a 5 ppm. L'exposició de 0.1 a 1 ppm produeix mal de cap, ulls plorosos i irritació de les vies respiratòries.<ref name="tesi2">{{ref-publicació |cognom=Vilaprinyó |nom=Banús I.|any=2010 |article=Efectivitat de l'ozó sobre cultius marins en recirculació.| Lleida |consulta= 2012-6-12 |format=PDF}}</ref><ref name=brown>{{ref-llibre |nom = Theodore L. Brown |coautors = H. Eugene LeMay Jr., Bruce E. Bursten, Julia R. Burdge |editor = Nicole Folchetti

Mitjançant espectroscòpia de microones, s'ha pogut comprovar que l'ozó és una molècula angular amb una [[simetria]] C_2v. Les distàncies interatòmiques O – O són de 127.2 pm, mentre que l'angle O – O – O és de 116.78°.<ref>{{ref-publicació | doi = 10.1016/0022-2852(70)90148-7 | cognom = Tanaka | nom = Takehiko | cognom2 = Morino | nom2 = Yonezo | any = 1970 | article = Coriolis interaction and anharmonic potential function of ozone from the microwave spectra in the excited vibrational states |publicació = Journal of Molecular Spectroscopy | volum = 33 | exemplar = 3| pàgines = 538–551 }}</ref> L'ozó és una molècula polar amb un [[moment dipolar]] de 0.53 [[Debye|D]],<ref>{{ref-publicació | cognom = Mack | nom = Kenneth M. | cognom2 = Muenter | nom2 = J. S. | any = 1977 | article = Stark and Zeeman properties of ozone from molecular beam spectroscopy |publicació = Journal of Chemical Physics | volum = 66 | exemplar = 12| pàgines = 5278–5283 | doi = 10.1063/1.433909 }}</ref> on l'àtom central, que té una [[Hibridació_d%27orbitals|hibridació]] ''sp''², soporta una càrrega positiva, mentre que els àtoms terminals comparteixen una càrrega negativa per ressonància, promitjantque dóna com a mitjana un ordre d'enllaç de 1.5.

Els Alquensalquens es poden oxidar amb ozó, en un procés anomenat ''[[ozonòlisi]]'', donanti donen com a productes alcohols, aldehids, cetones, i àcids carboxílics, depenent de si la segona etapa de la rutina es realitza en condicions oxidants o reductores.

Generalment, l'ozonòlisi es fa en una solució de diclorometà a una temperatura de -78°C. Després d'una seqüència d'escissió i transposició, es forma un ozónid orgànic es forma. Amb condicions reductores -per exemple: zinc en àcid acètic o sulfur de dimetil-, es formen les cetones i aldehids, i en condicions oxidants -per exemple: aquoses o alcohòliques peròxid d'hidrogen-, es formen àcids carboxílics.

La reducció de la capa d'ozó dóna Anionsanions Ozònidsozònids. Els derivats d'aquest anions són explosius i han de ser emmagatzemats a temperatures criogèniques. Els ozònids es coneixen per a tots els metall alcalins. KO₃, RBO₃, i de les OSC₃, es poden preparar a partir dels seus respectius superòxids:

Encara que el KO₃ pot ser format com s'ha esmenatesmentat anteriorment, també es podenpot formar a partir d'[[hidròxid de potassi]] i ozó:<ref>{{Ref-llibre |cognom=Housecroft |nom=C. E. |cognom2=Sharpe |nom2=A. G. |títol=Inorganic Chemistry |edició=2a ed.|url= |llengua=anglès |editorial=Prentice Hall |data=2004 |pàgines=439 |isbn=978-0130399137}}</ref>

El mecanisme de Chapman presenta un inconvenient, ja que, tal com s'indica a dalt, la síntesi d'ozó hauria de ser més lenta que la descomposició, i per tant la concentració d'ozó hauria de ser elevada. NoAixò no obstant, no s'observa experimentalment.