Descompunerea catalitică a ozonului

Ozonul este un reactiv foarte oxidant datorită reacțiilor sale electrofile și nucleofile. Prin urmare, cererile de ozon au fost utilizate în mod tradițional în dezinfectare,controlul de gust și miros, și îndepărtarea de culoare. Cele mai recente aplicații de ozon, sunt de dezinfectare de produse (DBPs) și produse chimice sintetice organice (SOC) de control, și de stabilizare biologică, sau de control al creșterii algelor.Ozonul este toxic pentru tractul respirator și mucoasei oculare ca urmare a expunerii prin inhalare. Așa cum ar fi de așteptat, principala tinta a ozonului din aer sunt plamani, și este, de asemenea, demonstrat ca provoca efecte adverse asupra sistemului nervos si la ochi. În consecință, ozonul a fost mult timp recunoscut ca unul dintre poluanti atmosferici periculosi.Metodele cele mai frecvent utilizate pentru îndepărtarea stratului de ozon sunt: distrugerea termică, descompunerea catalitică, și adsorbție / descompunere pe cărbune activ.

Ozonul este un oxidant puternic, folosit pe scară largă pentru dezinfectarea apei potabile și pentru oxidarea poluanților din apele reziduale industriale. Ozonul este instabil în apă și se descompune în radicali, cum ar fi HO •, care au o reactivitate ridicată. Cei mai multi poluanți organici și anorganici sunt responsabili pentru mineralizarea compușilor organici refractari. Prin urmare, descompunerea ozonului în apă joacă un rol important în aplicarea proceselor de ozonare în faza lichidă. Pentru a spori descompunerea ozonului și în consecință eficiența ozonului bazat procesele de oxidare, alte metode combină ozon cu catalizatori omogeni sau heterogeni, cu sau fără faze metalice, au fost investigate. Dintre acestea, combinația de ozon și cărbune activ într-o singură etapă sa dovedit a fi o alternativă atractivă pentru tratarea apelor reziduale care conțin coloranți sau alți contaminanți organici.

A fost descoperit în anul 1840 de chimistul german Christian Friedrich Schönbein, in timpul unor experimente.

Obţinere

Ozonul se formeaza în urmatoarele cazuri:

toate procesele în care moleculele de oxigen întâlnesc atomi liberi de oxigen.

O2 2 O                 (1)

2 O + 2O2 2O3                       (2)

Reacţia globală este:

3 O2 2O3     (3)

prin disocierea termică a oxigenului, la temperaturi de peste 15000C. descărcări electrice în atmosferă de oxigen  (ozonizatoare).  electroliza acidului sulfuric diluat şi în unele reacţii chimice din care rezultă O2

 

Structura

q     Ozonul are structură angulară.

q     Ambele legături au o lungime de 1,278 Å, iar unghiul dintre legături este de 1160 48’.

 Proprietăţi chimice

Ozonul este instabil din punct de vedere termodinamic şi se descompune în oxigen:

2O3 3O2      (catalizatori : PbO2, MnO2 etc.)

Ozonul este un oxidant extrem de puternic şi reacţionează mult mai rapid decât oxigenul.

 

NEMETALELE  sunt  oxidate  astfel: o Ø Clorul gazos este oxidat la Cl2O7, bromul la (Br3O8)n, iodul la iodat de iod

sau, în prezenţa apei, la acid iodic:

2I2 + 9O3 I(IO3)3 + 9O2

I2 + 5O3 + H2O 2HIO3 + 5O2

Ø Azotul reacţionează cu ozonul la cald sau sub acţiunea descărcărilor electrice sau a radiaţiilor ultraviolete, formând NO, NO2, N2O5 etc.:

N2 + 2O3 2NO + 2O2

Ø Fosforul şi arsenul se oxidează la pentaoxizii respectivi, iar în prezenţa apei, la acizi.

sulful este oxidat la SO2 sau H2SO4:

S + O3 + H2O H2SO4

Ø Carbonul descompune catalitic ozonul. METALELE, cu excepţia aurului şi platinei, sunt oxidate la temperatură obişnuită, la

oxizii respectivi:

2Ag + O3 Ag2O + O2

Oxidează toţi compuşii elementelor aflate la trepte inferioare de oxidare:

-    hidrogenul sulfurat este oxidat la acid sulfuric:

H2S + 4 O3 H2SO4 + 4O2

-          hidracizii halogenilor sunt oxidaţi la halogeni:

2HCl + O3 Cl2 + H2O + O2

-    sulfura de plumb este oxidată la sulfat de plumb:

PbS + 4O3 PbSO4 + 4O2

-   oxidează iodul din iodura de potasiu la iod elementar:

2KI + O3 + HOH I2 + O2 + 2KOH

Reacţia serveşte la identificarea ozonului în atmosferă.

Oxidează, sărurile diverselor elemente la treapta maximă de valenţă: Sn2+ la Sn4+; Hg2 2+ la

Hg2+; Co2+ la Co3+; Fe2+ la Fe3+, ferocianura la fericianură, acidul arsenios la acid arsenic.

SnCl2 + O3 + 2HCl SnCl4 + O2 + H2O

2FeSO4 + O3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + O2 + H2O

2K4[Fe(CN)6] + O3 + HOH 2K3[Fe(CN)6] + O2 +  2KOH

H3AsO3 + O3 → H3AsO4 + O2

Reacţionează energic cu substanţele organice – ozonide

 Ozonidele sunt substanţe uleioase, incolore sau verzui, urât mirositoare şi foarte instabile.

Cu apa se descompun, formând aldehide sau cetone şi apă oxigenată:

 Proprietăţi     fizice

   Este un gaz  instabil, de culoare albăstruie, cu miros caracteristic   Puţin solubil în apă (4,5 volume O3  se dizolvă în 100 volume de apă)   Este mai solubil în solvenţi organici neinflamabili (freon  CF2Cl2, tetraclorura de

carbon  CCl4, acid acetic) formând o masă de culoare negru-violet, explozivă prin frecare ori lovire.

 Proprietăţi     fiziologice

  Datorită reactivităţii sale mari, ozonul este un gaz toxic.    Pragul toxic este de 0,1 mg/m3.   Distruge : microorganismele, insectele, materia

colorantă a sângelui.

Intrebuinţări

Este folosit ca dezinfectant, la purificarea apelor potabile deoarece distruge bacteriile şi viruşii.

Nu are miros şi gust neplăcut, deoarece excesul de ozon se descompune repede în oxigen. Din aceleaşi motive este folosit la tratarea apei din piscine.

Datorită acţiunii sale degradative asupra fenolilor şi cianurilor, este utilizat la îndepărtarea acestor compuşi din apele reziduale.

 Folosit la sterilizarea aerului din spaţii închise, făcând să dispară mirosul urât. În industria alimentară, ozonul este utilizat la conservarea fructelor, legumelor,

peştelui, cărnii, etc.  În industria textilă, este utilizat la albirea fibrelor: decolorează pasta de celuloză,

amidonul, zahărul, etc. În medicină:

- este folosit la tratarea unor afecţiuni pulmonare (ca fortifiant)

- în chirurgie

- în tehnica dentară