L'ozone (de l'allemand , dérivé du grec « exhaler une odeur »), ou trioxygène, est une substance de formule chimique : 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 , en lequel il tend naturellement à se décomposer. Il se liquéfie à () sous forme d'un liquide bleu foncé et se solidifie à () 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 et .
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 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) ou du contact avec une surface solide.
Contrairement au dioxygène inodore, l'ozone est perçu par l'odorat humain (décelable dès la concentration de .) ; son odeur caractéristique 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 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
left|thumb|Ozomètre à ozone gazeux datant de 1865
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 moléculeBull. Hist. Chem., vol. 26, , 2001. Il la dénomma ainsi en se référant à la racine grecque ozein (exhaler une odeur, sentir). La formule de l'ozone, , n'a été déterminée qu'en 1865 par Jacques-Louis SoretRecherche sur la densité de l'ozone, sur bnf.fr (consulté le 3 mai 2017) 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 Ernst Werner von Siemens Biography, sur madehow.com (consulté le 3 mai 2017). 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 Paul J. Crutzen Biography, sur notablebiographies.com (consulté le 3 mai 2017).
Physico-chimie
Le potentiel d'oxydoréduction de l'ozone est de Non trouvé le 3 mai 2017, sur nutech-o3.com.
Enthalpie de formation : ΔfH0gaz =
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° Tanaka Takehiko et Morino Yonezo, Coriolis interaction and anharmonic potential function of ozone from the microwave spectra in the excited vibrational states, Journal of Molecular Spectroscopy, 1970, , . L'ozone est une molécule polaire avec un moment dipolaire de .
vignette|centré|Structure de la molécule d'ozone
Réactions
L'ozone est un oxydant très puissant, plus puissant que l'oxygène ou le chlore. Étant très instable, il se dégrade en assez rapidement : 2 ⟶ 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 + ⟶ Cu + 3 + .
Réactions avec les métaux alcalins
L'ozone réagit avec les métaux alcalins et métaux alcalino-terreux pour former des ozonides , 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 : NO + ⟶ + .
Le dioxyde d'azote peut à son tour être oxydé en nitrate : + ⟶ + .
L'ozone peut oxyder l'ammoniac en nitrate d'ammonium : 2 + 4 ⟶ + 4 + .
Réactions avec des composés carbonés
L'ozone réagit avec le carbone pour former du dioxyde de carbone : C + 2 ⟶ + 2 .
Réactions avec les composés soufrés
L'ozone oxyde les sulfures S en sulfates . Exemple avec le sulfure de plomb(II) : PbS + 4 ⟶ + 4 .
L'acide sulfurique peut être produit avec de l'ozone, de l'eau et du soufre ou du dioxyde de soufre : S + + ⟶ ; 3 + 3 + → 3 .
En phase gazeuse, l'ozone réagit avec le sulfure d'hydrogène pour former du dioxyde de soufre : + ⟶ + .
En solution aqueuse, deux réactions simultanées se produisent. La première produit du soufre, la deuxième produit de l'acide sulfurique : + ⟶ S + + ; 3 + 4 ⟶ 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
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–503 mois1530 minutes–3518 jours2020 minutes–258 jours2515 minutes203 jours3012 minutes1201 heure et 30 minutes358 minutes2501,5 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 (). 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.
Toxicité
L'ozone est extrêmement nocif pour les poumons, les reins, le cerveau et les yeux. À titre d'exemple, une concentration de d'ozone dans l'air entraînera des œdèmes pulmonaires. Entre cette valeur et le seuil moyen de perception olfactive ( en moyenne), on retrouve sécheresse buccale, toux, hypersécrétion bronchique, dyspnée, douleur rétrosternale et anomalie du système respiratoire. Une simple concentration de 0,2 à d'ozone dans l'air peut déjà provoquer des troubles de la vision comme une diminution de la vision nocturne et une mauvaise adaptabilité à la lumière, une augmentation de la 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 ( soit ) et le seuil d'alerte à . Cet objectif de qualité correspond aux niveaux 5 (indice français) ou 50 (indice européen) des informations diffusées par les organismes tels que Airparif., Airpaca., Atmo.
Ozone atmosphérique
Ozone dans la haute atmosphère - La « couche d'ozone »
thumb|upright=.5|Le trou dans la couche d’ozone le thumb|upright=.5|Répartition de l’ozone selon l’altitude dans l’atmosphère 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
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 , Gabriele Pfister , (consulté le 23 octobre 2008) ; 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 A. Guenther, T. Karl, P. Harley, C. Wiedinmyer, P. I. Palmer et C. Geron, Estimates of global terrestrial isoprene emissions using MEGAN (Model of Emissions of Gases and Aerosols from nature), 2006, Atmos. Chem. Phys., , .
Causes humaines :