Ozone

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Ozone : descriptif

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Ozone

L'ozone (de l'allemand Ozon, dérivé du grec ozô « exhaler une odeur »), ou trioxygène, est une substance de formule chimique O3 : ses molécules sont triatomiques, formées de trois atomes d'oxygène

L'ozone est ainsi une variété allotropique de l'oxygène, mais bien moins stable que le dioxygène O2, en lequel il tend naturellement à se décomposer

Il se liquéfie à 161,3 K (−111,9 °C) sous forme d'un liquide bleu foncé et se solidifie à 80,7 K (−192,5 °C) en un solide pourpre

À température ambiante, c'est un gaz bleu pâle, voire incolore, qui se démarque par son odeur

L'ozone atteint son point critique à 5 460 kPa et −12,05 °C. Son instabilité se manifeste à l'état condensé par une tendance à l'explosion lorsque sa concentration est significative

L'ozone se décompose en dioxygène O2 à température ambiante : la rapidité de la réaction dépend de la température, de l'humidité de l'air, de la présence de catalyseurs (hydrogène, fer, cuivre, chrome, etc.) ou du contact avec une surface solide. Contrairement au dioxygène inodore, l'ozone est perçu par l'odorat humain (décelable dès la concentration de 0,01 ppm,) ; son odeur caractéristique qui rappelle l'eau de Javel est perceptible dans les endroits confinés où règne un champ électrique important (transformateur haute tension, soudure à l'arc, tubes UV, allume-gaz piézo-électrique)

Respiré en grande quantité, il est toxique et provoque la toux. L'ozone est naturellement présent dans l'atmosphère terrestre, formant dans la stratosphère une couche d'ozone entre 13 et 40 km d'altitude qui intercepte plus de 97 % des rayons ultraviolets du Soleil, mais est un polluant dans les basses couches de l'atmosphère (la troposphère) où il agresse le système respiratoire des animaux et peut brûler les végétaux les plus sensibles

Cet oxydant énergique agresse les cellules vivantes et peut être responsable de phénomènes de corrosion accélérée de polymères (« craquelage d'élastomères par l'ozone »).

Historique

L'ozone a été découvert en 1789 par le chimiste néerlandais Martin van Marum en faisant passer un courant électrique à travers de l'oxygène enfermé dans une éprouvette. Il relève une odeur spécifique comparable à celle de l'acide sulfureux ou du phosphore. L'éprouvette trempée dans le mercure lui permet d'observer que le volume d'oxygène diminue presque de moitié et que le mercure est très rapidement oxydé. Sans savoir ce que révélait son travail, il définit cette odeur comme étant celle de l'électricité et l'espèce créée comme de l'acide azotique.

Cette étude est reprise en 1840 par le chimiste allemand Christian Friedrich Schönbein qui, en approfondissant les recherches de Van Marum, parvient à isoler la molécule. Il la dénomma ainsi en se référant à la racine grecque ozein (exhaler une odeur, sentir). La formule de l'ozone, O₃, n'a été déterminée qu'en 1865 par Jacques-Louis Soret puis confirmée en 1867 par Christian Friedrich Schönbein. Par la suite, de nombreuses recherches sur le mécanisme de désinfection par l'ozone suivirent. Werner von Siemens fabriqua le tout premier générateur d'ozone. Ce fabricant écrivit d'ailleurs un livre sur l'application de l'ozone dans l'eau, ce qui entraînera une multitude de projets de recherches sur la désinfection par l'ozone.

En 1907, le chimiste français Marius-Paul Otto, qui reçut un doctorat pour ses travaux sur l'ozone, créa une entreprise appelée Compagnie des Eaux et de l'Ozone.

La relation entre l'ozone et les oxydes d'azote a été mise en évidence dans les années 1970 par Paul Josef Crutzen, prix Nobel de chimie 1995.

↑ Petruus Isaacus Hollman, Mémoire sur l'équivalent calorifique de l'ozone, Utrecht, C, Van der Post lire en ligne), ↑ Bull. Hist. Chem., vol. 26, ↑ Recherche sur la densité de l'ozone, sur bnf.fr (consulté le 3 mai 2017)
↑ Ernst Werner von Siemens Biography, sur madehow.com (consulté le 3 mai 2017)
↑ « », sur www.lenntech.fr (consulté le 11 avril 2012)
↑ Paul J. Crutzen Biography, sur notablebiographies.com (consulté le 3 mai 2017)

Physico-chimie

Le potentiel d'oxydoréduction de l'ozone est de 2,07 .

Enthalpie de formation : Δ_fH⁰_gaz = 142,67

La première énergie d'ionisation est égale à 12,43 eV (gaz)

L'odeur associée à l'ozone provient de l'ionisation due à la destruction de l'ozone. Sa couleur est due à la diffusion de Rayleigh qui donne une teinte bleutée en présence de hautes concentrations de la molécule.

Structure de la molécule

La molécule d'ozone est une molécule coudée à symétrie moléculaire de type C2v (semblable à la molécule d'eau). L'angle entre les atomes d'oxygène est 116,78°. L'ozone est une molécule polaire avec un moment dipolaire de 0,533 73 D.

Réactions

L'ozone est un oxydant très puissant, plus puissant que l'oxygène ou le chlore. Étant très instable, il se dégrade en O₂ assez rapidement :

2 O₃ ⟶ 3 .

Réactions avec les métaux

En présence d'humidité, l'ozone oxyde tous les métaux à l'exception de l'or, du platine et de l'iridium. Ci-dessous, l'oxydation du cuivre par exemple :

Cu + 2 + O₃ ⟶ + 3 + .

Réactions avec les métaux alcalins

L'ozone réagit avec les métaux alcalins et métaux alcalino-terreux pour former des ozonides (M + O₃ ⟶ MO₃), instables et réagissant avec l'eau pour former du dioxygène. Cette succession de réactions chimiques explique pour la plus grande part le caractère de polluant qui est attribué à l'ozone quand celui-ci est présent dans l'atmosphère près du sol.

Réactions avec des composés azotés

L'ozone oxyde le monoxyde d'azote NO en dioxyde d'azote NO₂ :

NO + O₃ ⟶ + .

Le dioxyde d'azote NO₂ peut à son tour être oxydé en nitrate NO₃ :

+ O₃ ⟶ + .

L'ozone peut oxyder l'ammoniac NH₃ en nitrate d'ammonium NH₄NO₃ :

2 + 4 O₃ ⟶ + 4 + .

Réactions avec des composés carbonés

L'ozone réagit avec le carbone pour former du dioxyde de carbone :

C + 2 O₃ ⟶ + 2 .

Réactions avec les composés soufrés

L'ozone oxyde les sulfures S²⁻ en sulfates SO₄²⁻. Exemple avec le sulfure de plomb(II) :

PbS + 4 O₃ ⟶ + 4 .

L'acide sulfurique H₂SO₄ peut être produit avec de l'ozone, de l'eau et du soufre ou du dioxyde de soufre :

S + + O₃ ⟶ ;

3 + 3 + O₃ → 3 .

En phase gazeuse, l'ozone réagit avec le sulfure d'hydrogène pour former du dioxyde de soufre :

+ O₃ ⟶ + .

En solution aqueuse, deux réactions simultanées se produisent. La première produit du soufre, la deuxième produit de l'acide sulfurique :

+ O₃ ⟶ S + + ;

3 + 4 O₃ ⟶ 3 .

Matières résistantes à l'ozone

Matériaux résistants à l'ozone en phase gazeuse: Verre; Téflon (PTFE, PVDF, PFA); Aciers inox 316L; Silicone; Titane; Polyuréthane; Polycarbonate
Matériaux résistants à l'ozone dissous dans l'eau: Verre; Téflon (PTFE, PVDF, PFA); Aciers inox 316L; PVC; Plexiglas; Béton; Silicone; Aluminium; Polysulfure
Matériaux pour les joints d'étanchéité: Téflon (PTFE, PVDF, PFA); Kynar, Viton, | ]

Polypropylène

Acier, Zinc, Fer, Cuivre et autres métaux oxydables

Nylon

Magnésium

Caoutchouc

Néoprène

Polyamide

Décomposition

L'ozone possède une demi-vie assez courte, encore plus dans l'eau (où il se décompose en radicaux -OH) que dans l'air. Différents facteurs influencent la vitesse de décomposition de l'ozone :

La température
Le facteur qui influence le plus la demi-vie de l'ozone est sans aucun doute la température (voir tableau ci-dessous). De plus, l'ozone est moins soluble dans l'eau (et moins stable) lorsque la température augmente.

Tableau
Dans l'air		Dans l'eau (pH 7)
Température (°C)	Demi-vie	Température (°C)	Demi-vie
–50	3 mois	15	30 minutes
–35	18 jours	20	20 minutes
–25	8 jours	25	15 minutes
20	3 jours	30	12 minutes
120	1 heure et 30 minutes	35	8 minutes
250	1,5 seconde

Le pH
Dissous dans l'eau, l'ozone se décompose partiellement en radicaux -OH. Si le pH augmente alors la formation des radicaux -OH augmentera.
La concentration en solides dissous
L'ozone dissous dans l'eau réagit avec une grande variété de matière (composés organiques, virus, bactéries, etc.) par un phénomène d'oxydation de ces matières. L'ozone se décomposera alors en dioxygène (O₂). C'est ainsi que l'ozone se décompose beaucoup moins vite dans de l'eau distillée que dans une simple eau de ville.
L'environnement
L'ozone gazeux possède une demi-vie théorique (voir tableau ci-dessus) plus longue que l'ozone dissous dans l'eau. Mais en pratique, l'ozone gazeux va oxyder tout ce qu'il y a autour de lui (métaux, machines, murs, personnel ou même odeurs) réduisant ainsi sa demi-vie à seulement quelques secondes.

↑ Non trouvé le 3 mai 2017, sur nutech-o3.com
↑ Elsevier, 2008, ISBN ), ↑ ISBN ), ↑ « », sur Global Change Master Directory, avril 2012 (consulté le 11 avril 2012)
↑ ↑ ISBN et ), ↑ Erreur de référence : Balise <ref> incorrecte : aucun texte n'a été fourni pour les références nommées Fiche Toxicologique INRS
↑ Non trouvé le 3 mai 2017, sur ozone.ch
↑ ^{a b et c} « », sur lenntech.fr (consulté le 29 mars 2012)

Structure de la molécule

↑ ↑ ISBN et ), p. 9-50

Réactions

L'ozone est un oxydant très puissant, plus puissant que l'oxygène ou le chlore. Étant très instable, il se dégrade en O₂ assez rapidement :

2 O₃ ⟶ 3 .

Réactions avec les métaux

En présence d'humidité, l'ozone oxyde tous les métaux à l'exception de l'or, du platine et de l'iridium. Ci-dessous, l'oxydation du cuivre par exemple :

Cu + 2 + O₃ ⟶ + 3 + .

Réactions avec les métaux alcalins

Réactions avec des composés azotés

L'ozone oxyde le monoxyde d'azote NO en dioxyde d'azote NO₂ :

NO + O₃ ⟶ + .

Le dioxyde d'azote NO₂ peut à son tour être oxydé en nitrate NO₃ :

+ O₃ ⟶ + .

L'ozone peut oxyder l'ammoniac NH₃ en nitrate d'ammonium NH₄NO₃ :

2 + 4 O₃ ⟶ + 4 + .

Réactions avec des composés carbonés

L'ozone réagit avec le carbone pour former du dioxyde de carbone :

C + 2 O₃ ⟶ + 2 .

Réactions avec les composés soufrés

L'ozone oxyde les sulfures S²⁻ en sulfates SO₄²⁻. Exemple avec le sulfure de plomb(II) :

PbS + 4 O₃ ⟶ + 4 .

L'acide sulfurique H₂SO₄ peut être produit avec de l'ozone, de l'eau et du soufre ou du dioxyde de soufre :

S + + O₃ ⟶ ;

3 + 3 + O₃ → 3 .

En phase gazeuse, l'ozone réagit avec le sulfure d'hydrogène pour former du dioxyde de soufre :

+ O₃ ⟶ + .

En solution aqueuse, deux réactions simultanées se produisent. La première produit du soufre, la deuxième produit de l'acide sulfurique :

+ O₃ ⟶ S + + ;

3 + 4 O₃ ⟶ 3 .

↑ Erreur de référence : Balise <ref> incorrecte : aucun texte n'a été fourni pour les références nommées Fiche Toxicologique INRS

Matières résistantes à l'ozone

Matériaux résistants à l'ozone en phase gazeuse: Verre; Téflon (PTFE, PVDF, PFA); Aciers inox 316L; Silicone; Titane; Polyuréthane; Polycarbonate
Matériaux résistants à l'ozone dissous dans l'eau: Verre; Téflon (PTFE, PVDF, PFA); Aciers inox 316L; PVC; Plexiglas; Béton; Silicone; Aluminium; Polysulfure
Matériaux pour les joints d'étanchéité: Téflon (PTFE, PVDF, PFA); Kynar, Viton, etc.

Matières non-résistantes à l'ozone (gazeux ou dissous dans l'eau)

Polypropylène

Acier, Zinc, Fer, Cuivre et autres métaux oxydables

Nylon

Magnésium

Caoutchouc

Néoprène

Polyamide

Décomposition

L'ozone possède une demi-vie assez courte, encore plus dans l'eau (où il se décompose en radicaux -OH) que dans l'air. Différents facteurs influencent la vitesse de décomposition de l'ozone :

La température
Le facteur qui influence le plus la demi-vie de l'ozone est sans aucun doute la température (voir tableau ci-dessous). De plus, l'ozone est moins soluble dans l'eau (et moins stable) lorsque la température augmente.

Tableau
Dans l'air		Dans l'eau (pH 7)
Température (°C)	Demi-vie	Température (°C)	Demi-vie
–50	3 mois	15	30 minutes
–35	18 jours	20	20 minutes
–25	8 jours	25	15 minutes
20	3 jours	30	12 minutes
120	1 heure et 30 minutes	35	8 minutes
250	1,5 seconde

Le pH
Dissous dans l'eau, l'ozone se décompose partiellement en radicaux -OH. Si le pH augmente alors la formation des radicaux -OH augmentera.
La concentration en solides dissous
L'ozone dissous dans l'eau réagit avec une grande variété de matière (composés organiques, virus, bactéries, etc.) par un phénomène d'oxydation de ces matières. L'ozone se décomposera alors en dioxygène (O₂). C'est ainsi que l'ozone se décompose beaucoup moins vite dans de l'eau distillée que dans une simple eau de ville.
L'environnement
L'ozone gazeux possède une demi-vie théorique (voir tableau ci-dessus) plus longue que l'ozone dissous dans l'eau. Mais en pratique, l'ozone gazeux va oxyder tout ce qu'il y a autour de lui (métaux, machines, murs, personnel ou même odeurs) réduisant ainsi sa demi-vie à seulement quelques secondes.

↑ Non trouvé le 3 mai 2017, sur ozone.ch
↑ ^{a b et c} « », sur lenntech.fr (consulté le 29 mars 2012)

Toxicité

L'ozone est extrêmement nocif pour les poumons, les reins, le cerveau et les yeux. À titre d'exemple, une concentration de 9 œdèmes pulmonaires. Entre cette valeur et le seuil moyen de perception olfactive (0,1 toux, hypersécrétion bronchique, dyspnée, douleur rétrosternale et anomalie du système respiratoire. Une simple concentration de 0,2 à 0,5 vision périphérique et une modification de la motricité oculaire. À cela s'ajoutent des troubles rénaux (néphrite aiguë) et neurologiques (vertiges, asthénies, altération du goût, trouble de la parole, mauvaise coordination du mouvement, .

La réglementation française et les directives européennes fixent un objectif de qualité au maximum journalier de la moyenne sur 8 heures à 120 µg/m³ (60 , Airpaca, Atmo, ↑ Erreur de référence : Balise <ref> incorrecte : aucun texte n'a été fourni pour les références nommées Fiche Toxicologique INRS

↑ Airparif

↑ Airpaca

↑ Atmo

Ozone atmosphérique

Ozone dans la haute atmosphère - La « couche d'ozone »

Articles détaillés : Couche d'ozone et Destruction de la couche d'ozone.

Dans la haute atmosphère terrestre, la couche d'ozone est une concentration d'ozone qui filtre une partie des rayons ultraviolets émis par le Soleil, ultraviolets notamment responsables du cancer de la peau. Cette couche protectrice est menacée par la pollution, en particulier par les émissions de gaz CFC (chlorofluorocarbure), qui montent dans la haute atmosphère et y catalysent la destruction de l'ozone en le transformant en dioxygène, étant ainsi à l'origine du trou dans la couche d'ozone.

Comme instrument de mesure, on peut noter l'instrument GOMOS du satellite ENVISAT.

Ozone dans la basse atmosphère - Pollution à l'ozone

Article détaillé : Ozone troposphérique.

Au-delà d'un certain seuil dans la basse atmosphère, l'ozone est l'un des polluants de l'air les plus dangereux pour la santé.

Causes naturelles :

les feux de forêt en sont une source importante, à partir des hydrocarbures et des oxydes d'azote qu'ils libèrent. Sous le vent de ces feux, sur de longues distances, les taux d'ozone peuvent tripler et dépasser les seuils recommandés ;
l'ozone est aussi produit avec les éclairs de l'orage ainsi que, plus généralement, à partir de toute étincelle ou arc électrique ;
lors de fortes températures, la dispersion de l'ozone vers les couches supérieures de l'atmosphère est freinée, induisant éventuellement des problèmes de santé chez les personnes fragiles. Ainsi, chaque été, en France, c'est la région Provence-Alpes-Côte d'Azur (et plus particulièrement les Bouches-du-Rhône), qui est la plus touchée par les pics de pollution à l'ozone ;
dans la nature, en cas de canicule ou forte insolation, les arbres émettent de l'isoprène qui interagit avec l'ozone, et contribue à produire des aérosols, brumes et nuages protégeant les arbres d'un stress climatique excessif.

Causes humaines :

l'ozone touche tout particulièrement les zones industrialisées ayant un fort ensoleillement (en été comme en hiver). Il est surtout produit par l'action du rayonnement solaire (UV) sur des produits chimiques dits précurseurs de l'ozone. Ces derniers sont des polluants industriels, issus des chaudières, des centrales électriques thermiques et des incinérateurs. Il est aussi produit directement en faibles quantités par certains matériels électriques ;
l'ozone est aussi très présent autour des grands centres urbains, notamment lors des canicules où on le trouve en grandes quantités dans les basses couches de l'atmosphère. Il y est principalement produit par la réaction des polluants précurseurs : principalement les hydrocarbures imbrûlés et le dioxyde d'azote (NO₂) des gaz d'échappement des véhicules, avec le dioxygène de l'air et sous l'influence de la lumière solaire ;
photocopieuses et imprimantes laser ou moteurs électriques dégagent de l'ozone, pouvant conduire à des concentrations significatives dans un local mal ventilé.

Cette pollution dans son ensemble a un impact très important en agriculture (attaque des cuticules foliaires) avec perte de productivité, et pour la santé humaine. En effet, l'ozone irrite et attaque les muqueuses oculaires et des bronches et bronchioles, tout particulièrement chez les populations les plus sensibles. En 2010, une étude américaine a confirmé que l'ozone, même à faible dose, était directement associé à la survenue des crises d'asthme chez l'enfant. Les pics de pollutions induisent une augmentation du nombre et de la gravité des crises d'asthme. Ces pics sont aussi associés à une surmortalité des personnes ayant des problèmes respiratoires (lors de canicules notamment, mais également en hiver par temps ensoleillé). La prévalence de l'asthme ainsi que la mortalité due à l'asthme a augmenté des années 1980 à 2000, en même temps qu'augmentaient les taux d'ozone près des axes routiers, dans les grandes zones industrialisées et urbanisées et loin sous leur vent, dans les campagnes et jusqu'au-dessus de l'océan : l'ozone et les précurseurs troposphériques de l'ozone produits au Canada sont exportés par le vent jusqu'au centre de l'atlantique Nord. Ces quantités dépassent largement celles qui proviennent de la stratosphère (principale source naturelle d'ozone). Les taux d'ozone peuvent aussi fortement augmenter dans le panache d'émission riches en oxydes d'azote des centrales thermiques. Dans l'hémisphère nord au moins, la pollution anthropique par l'ozone a un effet qui dépasse l'échelle des continents.

Les enfants des populations urbaines pauvres y sont souvent plus vulnérables. En 1994, à Atlanta, une étude épidémiologique a montré que les jours où les taux d'ozone atteignaient ou dépassaient 0,11 .

C'est pour toutes ces raisons que l'Association santé environnement France (ASEF), qui réunit près de 2 500 médecins en France, a réclamé une prise en charge politique du problème.

L'ozone fait l'objet de modélisations et de prévisions accessibles depuis les années 1990.

↑ De mystérieux CFC et HCFC menacent la couche d'ozone, sur futura-sciences.com, 10 mars 2014 (consulté le 23 mars 2017)
↑ (consulté le 23 octobre 2008)
↑ , 2006, Atmos. Chem. Phys., ↑ DOI 10.1164/rccm.200908-1201OC
↑ ^{a et b} DOI 10.1006/enrs.1994.1021, Résumé
↑ DOI 10.1126/science.1058113
↑ DOI 10.1126/science.259.5100.1436 (Résumé)
↑ Notre santé, sur asef-asso.fr (consulté le 3 mais 2017)
↑ Exemple : Cartes PREV'AIR de simulation/prévision de l'ozone (incluant veille et lendemain), France et UE (utilisable par tous sous réserve que la marque PREV'Air et l'adresse www.prevair.org soient explicitement mentionnées dans toute publication)

Ozone dans la haute atmosphère - La « couche d'ozone »

Articles détaillés : Couche d'ozone et Destruction de la couche d'ozone.

Comme instrument de mesure, on peut noter l'instrument GOMOS du satellite ENVISAT.

↑ De mystérieux CFC et HCFC menacent la couche d'ozone, sur futura-sciences.com, 10 mars 2014 (consulté le 23 mars 2017)

Ozone dans la basse atmosphère - Pollution à l'ozone

Article détaillé : Ozone troposphérique.

Au-delà d'un certain seuil dans la basse atmosphère, l'ozone est l'un des polluants de l'air les plus dangereux pour la santé.

Causes naturelles :

les feux de forêt en sont une source importante, à partir des hydrocarbures et des oxydes d'azote qu'ils libèrent. Sous le vent de ces feux, sur de longues distances, les taux d'ozone peuvent tripler et dépasser les seuils recommandés ;
l'ozone est aussi produit avec les éclairs de l'orage ainsi que, plus généralement, à partir de toute étincelle ou arc électrique ;
lors de fortes températures, la dispersion de l'ozone vers les couches supérieures de l'atmosphère est freinée, induisant éventuellement des problèmes de santé chez les personnes fragiles. Ainsi, chaque été, en France, c'est la région Provence-Alpes-Côte d'Azur (et plus particulièrement les Bouches-du-Rhône), qui est la plus touchée par les pics de pollution à l'ozone ;
dans la nature, en cas de canicule ou forte insolation, les arbres émettent de l'isoprène qui interagit avec l'ozone, et contribue à produire des aérosols, brumes et nuages protégeant les arbres d'un stress climatique excessif.

Causes humaines :

l'ozone touche tout particulièrement les zones industrialisées ayant un fort ensoleillement (en été comme en hiver). Il est surtout produit par l'action du rayonnement solaire (UV) sur des produits chimiques dits précurseurs de l'ozone. Ces derniers sont des polluants industriels, issus des chaudières, des centrales électriques thermiques et des incinérateurs. Il est aussi produit directement en faibles quantités par certains matériels électriques ;
l'ozone est aussi très présent autour des grands centres urbains, notamment lors des canicules où on le trouve en grandes quantités dans les basses couches de l'atmosphère. Il y est principalement produit par la réaction des polluants précurseurs : principalement les hydrocarbures imbrûlés et le dioxyde d'azote (NO₂) des gaz d'échappement des véhicules, avec le dioxygène de l'air et sous l'influence de la lumière solaire ;
photocopieuses et imprimantes laser ou moteurs électriques dégagent de l'ozone, pouvant conduire à des concentrations significatives dans un local mal ventilé.

C'est pour toutes ces raisons que l'Association santé environnement France (ASEF), qui réunit près de 2 500 médecins en France, a réclamé une prise en charge politique du problème.

L'ozone fait l'objet de modélisations et de prévisions accessibles depuis les années 1990.

↑ (consulté le 23 octobre 2008)
↑ , 2006, Atmos. Chem. Phys., ↑ DOI 10.1164/rccm.200908-1201OC
↑ ^{a et b} DOI 10.1006/enrs.1994.1021, Résumé
↑ DOI 10.1126/science.1058113
↑ DOI 10.1126/science.259.5100.1436 (Résumé)
↑ Notre santé, sur asef-asso.fr (consulté le 3 mais 2017)
↑ Exemple : Cartes PREV'AIR de simulation/prévision de l'ozone (incluant veille et lendemain), France et UE (utilisable par tous sous réserve que la marque PREV'Air et l'adresse www.prevair.org soient explicitement mentionnées dans toute publication)

Production

En laboratoire

Un appareil de laboratoire couramment utilisé pour la démonstration de production d'ozone était la machine électrostatique de Whimshurst : elle utilisait la mise en rotation par une manivelle de deux plateaux isolés identiques, mais tournant en sens inverse. Des balais collectent l'électricité statique produite par le frottement, ils déchargent les plaques en produisant un arc électrique autour duquel apparait de l'ozone (alors diffusé dans l'air).

De l'ozone peut être produite par électrolyse en utilisant une batterie de 9 cathode de graphite, une anode de platine et l'acide sulfurique comme électrolyte. Les demi-réactions qui ont lieu sont :

⟶ O₃ + 6 + 6

ΔE^o = −1,53 + 6

⟶ 3

ΔE^o = 0

⟶ + 4 + 4

ΔE^o = −1,23 équivalents d'eau sont utilisés pour produire un équivalent d'ozone. Cette réaction est en compétition avec celle de formation d'oxygène.

Production industrielle

Une production industrielle d'ozone est permise par plusieurs techniques :

exposition d'air à des radiations ultraviolettes de courtes longueurs d'onde émises par une lampe à vapeur de mercure ;
décharge à froid dite décharge corona ou décharge à effet corona, dans un champ électrique élevé (technique inspirée par la foudre).
L'appareil de décharge est constitué de deux plaques de métal séparées par une couche d'air et un isolant électrique de constante diélectrique élevée, comme le mica ou un verre borosilicaté. Une différence de potentiel élevée est appliquée entre les deux plaques, ce qui entraîne la dissociation des molécules d'oxygène de la couche d'air et leur recombinaison en ozone.
Une couronne peut être présente mais le champ électrique est maintenu à une valeur inférieure à celle qui entraînerait l'apparition d'un arc électrique et d'un plasma.
La concentration d'ozone produit est directement proportionnelle à la fréquence des décharges électriques entre électrodes.
Ainsi, on distingue les générateurs d'ozone à fréquence standard (50 électrolyse de l'eau. Son principal avantage est une taille réduite (parfois pas plus grand qu'un stylo).

↑ http://www.coe.ufrj.br/~acmq/wimshurst.html

En laboratoire

⟶ O₃ + 6 + 6

ΔE^o = −1,53 + 6

⟶ 3

ΔE^o = 0

⟶ + 4 + 4

ΔE^o = −1,23 équivalents d'eau sont utilisés pour produire un équivalent d'ozone. Cette réaction est en compétition avec celle de formation d'oxygène.

↑ http://www.coe.ufrj.br/~acmq/wimshurst.html

Production industrielle

Une production industrielle d'ozone est permise par plusieurs techniques :

exposition d'air à des radiations ultraviolettes de courtes longueurs d'onde émises par une lampe à vapeur de mercure ;
décharge à froid dite décharge corona ou décharge à effet corona, dans un champ électrique élevé (technique inspirée par la foudre).
L'appareil de décharge est constitué de deux plaques de métal séparées par une couche d'air et un isolant électrique de constante diélectrique élevée, comme le mica ou un verre borosilicaté. Une différence de potentiel élevée est appliquée entre les deux plaques, ce qui entraîne la dissociation des molécules d'oxygène de la couche d'air et leur recombinaison en ozone.
Une couronne peut être présente mais le champ électrique est maintenu à une valeur inférieure à celle qui entraînerait l'apparition d'un arc électrique et d'un plasma.
La concentration d'ozone produit est directement proportionnelle à la fréquence des décharges électriques entre électrodes.
Ainsi, on distingue les générateurs d'ozone à fréquence standard (50 électrolyse de l'eau. Son principal avantage est une taille réduite (parfois pas plus grand qu'un stylo).

Destruction

L'ozone se dégrade très vite (cfr. décomposition de l'ozone) mais il est néanmoins indispensable de pouvoir détruire l'ozone résiduel lorsque cette molécule est utilisée en industrie dans le but évident de protection du personnel. L'ozone peut être dégradé en dioxygène par différentes façons :

destruction thermique : les destructeurs thermiques d'ozone sont utilisés pour de grandes concentrations d'ozone. Le principe est simple : l'ozone est chauffé jusqu'à la température de 350 demi-vie à quelques millisecondes. Les molécules d'ozone sont alors dégradées en dioxygène ;
utilisation de catalyseurs : la destruction d'ozone au moyen de catalyseurs est la plus utilisée. C'est une réaction catalytique exotherme. L'oxyde de magnésium et une solution à 2 % de KI sont parmi les catalyseurs les plus répandus ; la catalyse est le procédé qui permet de purifier l'air dans les avions de ligne, dont les trajets peuvent traverser le bas de la couche d'ozone.
utilisation de charbon actif : celui-ci est utilisé pour des concentrations très basses (0,1 à 0,3 .

L'ozone résiduel peut également être rejeté dans l'atmosphère après dilution dans un grand volume d'air, opération réalisée par de puissants ventilateurs.

↑ http://www.degremont-technologies.com/IMG/pdf/ODT_A4_EU-F.pdf
↑ http://www.trailigaz.com/fd_fr.htm
↑ ^{a et b} http://www.lenntech.fr/destructeur-ozone.htm
↑ http://www.innovatec-rheinbach.de/KVM_Prospekt_francais.pdf
↑ Advanced oxidation processes for the organic matter removal of agro-food brine wastewater, M. Fiter ↑ Site de l'industriel BASF [1]

Injection d'ozone gazeux dans l'eau

L'injection d'ozone dans l'eau est assez compliquée car l'ozone est très peu soluble dans l'eau.

Diffuseur à poreux

Des diffuseurs appelés diffuseurs à poreux dont l'élément poreux est en verre de quartz permettent un rendement maximum de 20 %. Le principe des diffuseurs à poreux est de diffuser des bulles d'ozone gazeux d'une taille variant entre 0.5 et 2 | ]

Les contacteurs à membrane permettent d'obtenir une haute concentration d'ozone dissous dans l'eau. La membrane permet les échanges entre l'ozone gazeux et l'eau à traiter. Le principe du contacteur suit la loi de Henry en abaissant la pression de l'ozone gazeux en contact avec l'eau (qui circule transversalement) pour créer une force conductrice permettant l'injection de l'ozone dans l'eau.

Injecteur Venturi

Un injecteur-venturi est utilisé le plus souvent pour obtenir une concentration maximale d'ozone dissous dans l'eau, en effet, un injecteur venturi permet un rendement d'environ 90 %. Le principe du venturi est une application de l'équation de Bernoulli qui exprime le bilan hydraulique d'un fluide dans une conduite en régime permanent :

${\frac {v^{2}}{2\cdot g}}+z+{\frac {p}{\rho \cdot g}}=\mathrm {constante}$

$v\,$

Ozone

Localisation

Ozone : descriptif

Historique

Physico-chimie

Structure de la molécule

Réactions

Matières résistantes à l'ozone

Décomposition

Structure de la molécule

Réactions

Matières résistantes à l'ozone

Matières non-résistantes à l'ozone (gazeux ou dissous dans l'eau)

Décomposition

Toxicité

Ozone atmosphérique

Ozone dans la haute atmosphère - La « couche d'ozone »

Ozone dans la basse atmosphère - Pollution à l'ozone

Ozone dans la haute atmosphère - La « couche d'ozone »

Ozone dans la basse atmosphère - Pollution à l'ozone

Production

En laboratoire

Production industrielle

En laboratoire

Production industrielle

Destruction

Injection d'ozone gazeux dans l'eau

Diffuseur à poreux

Injecteur Venturi

Diffuseur à poreux

Contacteur à membrane

Injecteur Venturi

Utilisations

Traitement des eaux

Utilisations médicales

Autres utilisations

Désinfection de l'eau potable

Traitement des eaux

Utilisations médicales

Autres utilisations

Mesure de la concentration d'ozone

Dans l'eau

Dans l'air

Dans l'eau

Dans l'air

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes

Articles connexes

Ozone dans la littérature

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