OXYGÈNE
L'ozone
État naturel et préparation
Couche d'ozone
Planeta Actimedia S.A.© Encyclopædia Universalis France pour la version française.
Le trioxygène, plus stable des variétés allotropiques du dioxygène, fut appelé ozone en 1839 par Christian Friedrich Schönbein, en raison de son odeur caractéristique (du grec ozein, « exhaler une odeur »). Ce n'est qu'en 1865 que Jacques-Louis Soret démontra l'existence d'une molécule O3 de masse 47,998 g par la prédominance de l'isotope 16 (cf. chap. 1) . Sa concentration dans l'atmosphère est extrêmement faible (2 × 10—8), mais sa présence revêt une importance primordiale. En effet, une couche située à environ 25 kilomètres d'altitude absorbe la quasi-totalité de la partie ultraviolette du spectre solaire qui éliminerait toute trace de vie, tout au moins sous sa forme actuelle. Le mode de formation le plus probable semble être par décharge électrique dans le dioxygène sec :
L'ozone se forme également dans de nombreuses réactions : décomposition de H2O2, dans l'arc électrique, par électrolyse, etc., mais la préparation industrielle ne repose plus que sur la décharge par effluve à haute tension (50 à 80 kV) dans l'air ou le dioxygène.
Structure et propriétés physiques
Ozone : configurations et structures de résonance
Encyclopædia Universalis France
La structure spatiale de l'ozone est maintenant bien connue (fig. 3) ; c'est une molécule angulaire. En revanche, la nature des liaisons est encore discutée. En effet, la distance O—O est plus courte que celle d'une simple liaison (0,143 nm) mais supérieure à celle de la molécule O2 (0,121 nm). L'ozone présentera donc plusieurs structures de résonance dont les deux plus fréquentes sont indiquées à la figure 3.
Ozone : caractéristiques physiques
Encyclopædia Universalis France
Les principales caractéristiques physiques de l'ozone sont données par le tableau 7. Sous forte épaisseur, l'ozone présente une coloration bleue qui tend vers l'indigo à l'état liquide. Notons que le rapport Cp/Cv est égal à 1,29 au lieu de 1,33 pour les gaz triatomiques.
La solubilité de l'ozone dans l'eau est nettement supérieure à celle du dioxygène : 0,52 l/l au lieu de 0,049 (à 0 0C) ; il est aussi très soluble dans les fréons 12 et 13.
Propriétés chimiques
La réaction de formation étant endothermique : 3 O2 ⇌ 2 O3, ΔH0 = 284,58 kJ, l'ozone ne serait stable qu'à haute température. Il convient donc de le maintenir dans un état métastable à la température ambiante, car il peut se décomposer parfois brutalement suivant le schéma : O3 → O2 + O, ΔH0 = 102,53 kJ. Ce mécanisme peut être accéléré par la présence d'un tiers corps :
Le rendement quantique atteint 6,7 en ultraviolet.
De nombreuses réactions en phase gazeuse ont été étudiées, surtout du point de vue de la cinétique : celle du NO qui se transforme en NO2, lui-même oxydé en N2O5, de l'ammoniac qui donne NH4NO3, et celles des halogènes. L'ozone attaque tous les métaux sauf l'or et le platine ; l'argent, pratiquement inaltéré par le dioxygène, se recouvre d'une couche d'oxyde.
Dans de nombreux cas, c'est l'ozone lui-même qui joue le rôle d'un catalyseur d'oxydation vis-à-vis du dioxygène qui l'accompagne. C'est le cas par exemple des réactions avec le sulfite de sodium et de certaines réactions organiques : oxydation des aldéhydes, des cétones, quinones, alcools et esters.
En solution aqueuse, les potentiels d'oxydoréduction du dioxygène et de l'ozone sont, respectivement, en solution acide :
L'ozone est donc un agent oxydant des plus actifs, dépassé seulement par le difluor et l'oxygène atomique. Tous les sels métalliques sont oxydés à leur degré supérieur. L'eau oxygénée[...]
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Écrit par
- Robert CREUSE : chef du service information et gestion, direction des centres de recherche et de développement de la société Air liquide
- René NOTO : médecin-colonel, anesthésiste-réanimateur, chargé de l'enseignement de la médecine d'urgence et de la médecine de catastrophe au service de santé des armées
Classification
Médias
Concentrations en isotope 18
Encyclopædia Universalis France
Masse atomique
Encyclopædia Universalis France
Oxygène : isotopes radioactifs
Encyclopædia Universalis France
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