Lozó (O₃ en fórmula simplificada) és una molècula triatòmica (que consta de tres àtoms) d'oxigen. Es tracta d'una forma al·lotròpica de l'oxigen, que és molt menys estable que la forma diatòmica (dioxigen o O₂). A temperatura i pressió ambientals, l'ozó és un gas. En condicions normals, l'ozó és un gas blau pàl·lid que condensa a temperatures criogèniques; progressivament torna un líquid blau fosc 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 es poden descompondre de manera explosiva. Per això, comercialment tan sols es fa servir en baixes concentracions.
esquerra|miniatura|369px|Llampec del Catatumbo, a l'estat Zulia de Veneçuela. Les descàrregues elèctriques són la “fàbrica” d'ozó de la natura. Hi ha àrees on els vents dominants són frenats per la configuració del relleu geogràfic, provocant l'ascens orogràfic de la nuvolositat acompanyada de 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.
A l'atmosfera la concentració en volum d'ozó és del 0-0,1 ppm, tot i que és molt variable. L'exposició a concentracions d'ozó majors a 0,1 ppm es considera perillosa per a la salut humana.Atmospheric Science an Introductory Survey; John M. Wallace, Petter V.Hobbs; second edition, Academic Press. Hi ha evidència d'estudis controlats que demostren que l'exposició a O₃ d'humans i animals pot causar-los efectes adversos per a la salut.Health Aspects of Air Pollution with Particulate Matter, Ozone and Nitrogen Dioxide . WHO-Europe report 13–15 January 2003 (PDF) L'ozó es va proposar com una nova substància en l'aire el 1840; el nom d'ozó ve del verb grec ozein (ὄ ζειν, "a l'olor"), per l'olor peculiar que hi ha després dels llampecs de les tempestes. L'olor de l'ozó és forta, recorda a l'olor del clor, i moltes persones el detecten a concentracions de tan sols 10 ppm en l'aire. La fórmula de l'ozó, O₃, es va determinar l'any 1865.
L'ozó és l'oxidant fotoquímic més important de la troposfera. L'ozó es forma mitjançant reaccions fotoquímiques en presència de contaminants precursors com el NOx i compostos orgànics volàtils. A la rodalia on hi ha moltes fonts d'emissions de NOx, on hi ha una gran quantitat de NO, l'O₃ és "depurat" i, en conseqüència, als centres urbans les concentracions solen ser baixes; en canvi, les concentracions d'O₃ augmenten en les zones rurals i suburbanes adjacents. Com a resultat del seu origen fotoquímic (O₃), mostra patrons estacionals i diürns, amb concentracions més altes a l'estiu i a la tarda. La correlació d'O₃ amb altres contaminants varia segons l'estació i la ubicació. L'ozó té un ús industrial interessant com a precursor en la síntesi d'alguns compostos orgànics i, sobretot, com a desinfectant en depuradores. La seva propietat principal és que és un oxidant. No obstant això, és conegut per l'important paper que exerceix en l'atmosfera. En aquest sentit, cal distingir entre l'ozó present en l'estratosfera i el de la troposfera. En ambdós casos la seva formació i destrucció són fenòmens fotoquímics.
L'alt potencial d'oxidació de l'ozó (més gran que el del dioxigen) és el causant dels danys que es produeixen en els teixits respiratoris d'animals i els teixits de les plantes si la concentració d'ozó supera 100 ppm. Això fa que l'ozó a prop del sòl sigui perillós. Però la capa d'ozó (una porció de l'estratosfera amb una alta concentració d'ozó, d'entre 2 i 8 ppm) és beneficiosa, perquè evita que la llum ultraviolada arribi a la superfície de la Terra.
Història L'ozó ja es coneixia a l'antiguitat, i Homer el citava a la seva Odissea. Va ser descobert el 1783-1785 pel físic neerlandès Martinus van Marum mentre realitzava investigacions amb màquines electroestàtiques que generaven descàrregues elèctriques i que en contacte amb l'aire desprenien una olor característica. 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 aquella olor peculiar era la mateixa que es percep durant les tempestes elèctriques. El va anomenar ozó a partir del verb grec ozein (ὄ ζειν) que significa "fer olor", i es va proposar com a nova substància de l'aire.
Es va discutir molt si l'ozó era una molècula composta o un estat transitori de l'oxigen, però l'any 1856, Mariniak, Delarive i Andrews van definir lozó com un estat al·lotròpic de l'oxigen.
La primera unitat per a la generació de l'ozó va ser desenvolupada per l'enginyer Werner von Siemens (1857) i es va anomenar supertub d'inducció d'ozó per a l'eliminació de microorganismes. Avui dia encara se segueix utilitzant el mateix mecanisme per produir ozó a concentracions elevades.
Altres investigadors van aportar més informació sobre l'ozó. El 1865 Jacques-Louis Soret va determinar-ne la fórmula molecular, va reconèixer que era una substància de propietats inusuals que no havia estat mai aïllada en estat pur i que estava composta només d'oxigen (3(O₂) + 64800 cal → 2(O₃)). Robert Mulliken i James Dewar en van aclarir la forma molecular.
No va ser fins més tard que M. P. Otto va determinar-ne la densitat i la constitució molecular i va estudiar-ne detingudament la formació. Després d'aquests estudis, va idear un sistema per produir ozó per mitjà de descàrregues elèctriques, igual que es produeix en la natura, i això va donar lloc al sistema Otto, que es fa servir des del 1969.
El 1872, Benjamin Collins Brodie va donar a conèixer la veritable naturalesa química de l'ozó. I al voltant del 1873, Cornelius Fox va estudiar a fons la capacitat de l'ozó per eliminar microorganismes. Kleinman va ser qui va fer els primers assajos bacteriològics sobre gèrmens patògens i, a més a més, va provar la influència perniciosa d'aquest gas sobre les mucoses d'animals i humans.
El 1913, Charles Fabry, amb la col·laboració d'Henri Buisson i d'Alfred Perot, va participar en la posada en marxa de linterferòmetre 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 fer cures amb ozó per 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. 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 calia 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 sang ozonitzada data del 1940, en els treballs 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.
El 1987 es va signar el Protocol de Montreal relatiu a les substàncies que disminueixen l'ozó, que és un tractat internacional dissenyat per protegir la capa d'ozó.
Propietats de l'ozó L'ozó és un compost químic format a l'atmosfera, és un gas de color blau pàl·lid a temperatura ambient i amb una olor picant, com la 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, el seu símbol químic és O₃ i té un pes molecular de 48 g/mol. L'ozó és relativament estable en l'aire, amb una vida mitjana de diverses hores a baixes concentracions, però la vida mitjana canvia significativament una vegada l'ozó s'introdueix dins de l'aigua, on tenen lloc moltes reaccions químiques, especialment amb els àtoms de carboni per produir principalment CO₂.
Es forma quan una molècula d'oxigen es veu forçada a incorporar un tercer àtom, llavors es crea una molècula triatòmica. Aquest tercer àtom s'hi uneix lleugerament i fa que sigui molt inestable i altament oxidativa, fins al punt que és el quart agent oxidant més agressiu. La 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 es pot emmagatzemar ni transportar durant un període llarg de temps. S'ha de produir en el moment i el lloc en què s'ha de fer servir.
Es va determinar que a 161 K (-112 °C) es condensa per formar un líquid de color blau fosc. És perillós permetre que el líquid s'escalfi fins a l'ebullició, perquè tant l'ozó gasós com el líquid poden detonar. A temperatures inferiors als 80 K (-193 °C) dona lloc a un sòlid violeta-negre.
L'ozó és parcialment soluble en 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, com més concentració d'ozó hi ha, més augmenta la transferència 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 el tetraclorur de carboni o els fluorocarbonis, amb els quals forma una dissolució blava.
Es pot detectar fàcilment en l'aire, el llindar de percepció de l'ozó s'inicia aproximadament a 0,01 ppm i presenta 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.
Estructura Mitjançant l'espectroscòpia de microones s'ha pogut comprovar que l'ozó és una molècula angular amb una simetria C2v. Les distàncies interatòmiques O – O són de 127,2 pm, mentre que l'angle O – O – O és de 116,78°. L'ozó és una molècula polar amb un moment dipolar de 0,53 D, en què l'àtom central, que té una hibridació sp², suporta una càrrega positiva, mentre que els àtoms terminals comparteixen una càrrega negativa per ressonància, que dona com a mitjana un ordre d'enllaç d'1,5.
400px|Resonance Lewis structures of the ozone molecule
Reactivitat L'ozó té un elevat poder oxidant. És un agent oxidant més fort que l'O₂. Aquest és inestable a concentracions elevades i decau a oxigen diatòmic, amb un temps de vida mitjana d'una hora i mitja en condicions atmosfèriques:Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion? Goddard Space Flight Center, National Aeronautics and Space Administration, March 2008.
2 O₃ → 3 O₂
Aquesta reacció transcorre més ràpidament a pressions i temperatures més elevades. La deflagració a la capa d'ozó pot ser provocada per una espurna, i pot ocórrer en les concentracions d'ozó de 10% en pes o superior.
Reaccions amb metalls L'ozó oxida la major part dels metalls a l'estat d'oxidació més elevat, a excepció de l'or, el platí i l'iridi. Per exemple: 2Cu+ + 2H₃O+ + O₃ --> 2Cu2+ + 3H₂O + O₂
Reaccions amb nitrogen i compostos de carboni L'ozó també oxida l'òxid nítric del diòxid de nitrogen: NO + O₃ --> NO₂ + O₂
Aquesta reacció està acompanyada per la quimioluminescència. El NO₂ pot ser oxidat: NO₂ + O₃ → NO₃ + O₂ El NO₃ format pot reaccionar amb el NO₂ per formar el pentaòxid de dinitrogen N₂O₅:
El nitril de perclorat sòlid es pot fer a partir de NO₂, ClO₂ i O₃ gasosos: 2NO₂ + 2ClO₂ + 2O₃ → 2NO₂ClO₄ + O 2
L'ozó no reacciona amb les sals d'amoni, però oxida l'amoníac a nitrat d'amoni: 2 NH₃ + 4O₃ → NH₄NO₃ + 4O₂ + H₂O