Ozon

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită pe 22 iulie 2021; verificările necesită 16 modificări .

Ozon

General

Nume sistematic

Trioxigen

Nume tradiționale

Ozon

Chim. formulă

O 3

Proprietăți fizice

Stat

gaz albastru

Masă molară

47,998 g/ mol

Densitate

0,0021445 g/cm³ (gaz la 0 °C);
1,59(7) g/cm³ (lichid la 85,2 K);
1,73(2) g/cm³ (solid la 77,4 K) [1]

Tensiune de suprafata

43,8 N/m (77,4 K);
38,4 N/m (90,2 K) [1] N/m

Vascozitate dinamica

4,17 mPa s (77,6 K);
1,56(2) mPa s (90,2 K) [1]

Energie de ionizare

12,52 ± 0,01 eV

Proprietati termice

Temperatura

• topirea

-197,2°C

• fierbere

-111,9°C

Punct critic

• temperatura

−12,0 °C (261,1 K) [1] °C

• presiune

54,6 atm. [unu]

Mol. capacitate termică

85,354 − 0,2812 ( T − 90) (l., la T de la 90 la 160 K) [1] J/(mol K)

Entalpie

• educaţie

144,457 (la 0 K, rel. O 2 ) [1] kJ/mol

Coeff. temp. extensii

2,0 10 −3 K −1 (lichid, 90,1 K)
2,5 10 −3 K −1 (lichid, 161 K) [1]

Presiunea aburului

1 ± 1 atm

Proprietăți chimice

Solubilitate

• in apa

1,06 g/l (la 0 °С) [2]

Constanta dielectrică

1,0019 (d), 4,79 (w) [1]

Proprietati optice

Indicele de refracție

1,0533 (gaz, 480 nm)
1,0520 (gaz, 546 nm)
1,0502 (gaz, 671 nm)
1,2236 (lichid, 535 nm)
1,2226 (lichid, 589 nm)
1,2213, [671 nm] [ 671] nm

Structura

Moment dipol

0,5337 D

Clasificare

233-069-2

[O-][O+]=O

InChl=1S/03/c1-3-2CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N

RTECS

RS8225000

CHEBI

Siguranță

4,8 ppm _

NFPA 704

0 2 patru BOU

Datele se bazează pe condiții standard (25 °C, 100 kPa), dacă nu este menționat altfel.

Fișiere media la Wikimedia Commons

Ozon (din altă greacă ὄζω - miros) - constând din molecule triatomice de O 3 , o modificare alotropică a oxigenului . În condiții normale - gaz albastru . Mirosul este specific ascutit. Când este lichefiat, se transformă într-un lichid indigo . În formă solidă, este albastru închis, gri, cristale aproape negre.

Structura ozonului

Ambele legături O–O din molecula de ozon au aceeași lungime de 1,278 Å . Unghiul dintre legături este de 116,8° [3] . Atomul central de oxigen este hibridizat cu sp², are o singură pereche de electroni . Ordinea fiecărei legături este 1,5, structurile rezonante sunt cu o legătură simplă localizată cu un atom și o legătură dublă cu altul și invers. Molecula este polară, momentul dipolar electric este 0,5337 D [4] .

Istoricul descoperirilor

Ozonul a fost descoperit pentru prima dată în 1785 de către fizicianul olandez M. van Marum prin mirosul caracteristic și proprietățile oxidante pe care le dobândește aerul după trecerea scânteilor electrice prin el , precum și prin capacitatea de a acționa asupra mercurului la temperatura obișnuită, ca urmare a pe care își pierde strălucirea și începe să se lipească de sticlă [5] . Cu toate acestea, nu a fost descrisă ca o substanță nouă ; van Marum credea că s-a format o „materie electrică” specială.

Termenul de ozon a fost propus de chimistul german X. F. Schönbein în 1840 pentru mirosul său, intrat în dicționare la sfârșitul secolului al XIX-lea. Multe surse îi acordă prioritate descoperirii ozonului în 1839 . În 1840, Schonbein a arătat capacitatea ozonului de a înlocui iodul din iodura de potasiu [5] :

{\mathsf {O_{3}+H_{2}O+2KI\rightarrow O_{2}+2KOH+I_{2))}

Această reacție este utilizată pentru determinarea calitativă a ozonului folosind hârtie de filtru impregnată cu un amestec de soluții de amidon și iodură de potasiu (hârtie cu iodură de amidon) - devine albastru în ozon datorită interacțiunii iodului eliberat cu amidonul [6] .

Faptul unei scăderi a volumului de gaz în timpul conversiei oxigenului în ozon a fost demonstrat experimental în 1860 de Andrews și Tet folosind un tub de sticlă cu un manometru umplut cu oxigen pur, cu conductori de platină lipiți în el pentru a produce o descărcare electrică. [5] .

Proprietăți fizice

Greutate moleculară - 48 a. mânca.
Densitatea gazului în condiții normale este de 2,1445 g/dm³. Densitatea relativă a gazului pentru oxigen 1,5; pe calea aerului 1,62 (1,658 [7] ).
Densitatea lichidului la −188 °C (85,2 K) este 1,59(7) g/cm³ [1] .
Densitatea ozonului solid la -195,7 °C (77,4 K) este de 1,73(2) g/cm³ [1] .
Punct de fierbere −111,8(3) °C (161,3 K) [1] . Ozonul lichid este violet închis.
Punct de topire -197,2(2) °С (75,9 K). Punctul de topire citat uneori de −251,4 °C (21,7 K) este eronat, deoarece determinarea lui nu a ținut cont de marea capacitate a ozonului de a suprarăci [8] . Conform altor surse [1] T pl = −192,5(4) °С (80,6 K). În stare solidă, este neagră cu o strălucire violetă.
Temperatura critică este −12,0 °С (261,1 K) [1] .
Presiune critică 51,6 atm [1] .
Coeficient de difuzie (la 300 K, 1 atm) 0,157 cm²/s [1] .
Căldura de fuziune este de 2,1 kJ/mol [1] .
Căldura de evaporare la punctul de fierbere în diverse surse este indicată de la 11,17 la 15,19 kJ/mol [1] ; la 90 K de la 15,27 la 16,6 kJ/mol [1] .
Solubilitatea în apă la 0 ° C este de 0,394 kg / m³ (0,494 l / kg), este de 10 ori mai mare decât oxigenul. Solubilitatea aparentă este foarte dependentă de puritatea apei, deoarece impuritățile catalizează degradarea ozonului.
Ozonul lichid este miscibil în toate privinţele cu argonul lichid , azotul , fluorul , metanul , dioxidul de carbon , tetraclorura de carbon . Este miscibil cu oxigenul lichid în toate privințele la temperaturi peste 93 K, sub această temperatură soluția se separă în două faze [1] .
Se dizolvă bine în freoni , formând soluții stabile (folosite pentru depozitare și transport).
Potențialul de ionizare al moleculei este de 12,52 eV [1] .
În stare gazoasă, ozonul este diamagnetic ; în stare lichidă, este slab paramagnetic .
Mirosul este ascuțit, specific „metalic” (conform lui Mendeleev - „mirosul de raci ”). La concentrații mari, seamănă cu mirosul de clor . Mirosul este vizibil chiar și la o diluție de 1:100.000.

Proprietăți chimice

Formarea ozonului are loc printr-o reacție reversibilă:

{\mathsf {3O_{2}+68kcal/mol(285kJ/mol)\rightarrow 2O_{3))}

Molecula de O 3 este instabilă și, la concentrații suficiente în aer în condiții normale, se transformă spontan în O 2 în câteva zeci de minute [9] odată cu degajarea de căldură. O creștere a temperaturii și o scădere a presiunii cresc viteza de tranziție la starea diatomică. La concentrații mari, tranziția poate fi explozivă . Contactul ozonului chiar și cu cantități mici de substanțe organice, unele metale sau oxizii acestora , accelerează brusc transformarea.

În prezența unor cantități mici de acid azotic , ozonul se stabilizează, iar în vasele ermetice din sticlă, unele materiale plastice sau metale pure, ozonul practic nu se descompune la temperaturi scăzute (-78 ° C).

Ozonul este un agent oxidant puternic , mult mai reactiv decât oxigenul diatomic. Oxidează aproape toate metalele (cu excepția aurului , platinei [10] și iridiului ) la cele mai înalte stări de oxidare (după o anumită oxidare la suprafață, Ni, Cu, Sn rezistă destul de bine la ozon) [11] . Oxidează multe nemetale. Produsul de reacție este în principal oxigen.

{\mathsf {2Cu^{{2+}}+2H_{3}O^{+}+O_{3}\rightarrow 2Cu^{{3+}}+3H_{2}O+O_{2}}}

Ozonul crește starea de oxidare a oxizilor:

{\mathsf {NU+O_{3}\rightarrow NU_{2}+O_{2))}

Această reacție este însoțită de chemiluminiscență . Dioxidul de azot poate fi oxidat la anhidridă nitrică:

{\mathsf {2NO_{2}+O_{3}\rightarrow N_{2}O_{5}+O_{2))}

Ozonul nu reacționează cu azotul molecular la temperatura camerei, dar la 295°C reacționează cu acesta:

{\mathsf {N_{2}+O_{3}\rightarrow N_{2}O+O_{2)))

Ozonul reacționează cu carbonul la temperatură normală pentru a forma dioxid de carbon :

{\mathsf {2C+2O_{3}\rightarrow 2CO_{2}+O_{2))}

Ozonul nu reacționează cu sărurile de amoniu, ci reacționează cu amoniacul formând nitrat de amoniu :

{\mathsf {2NH_{3}+4O_{3}\rightarrow NH_{4}NO_{3}+4O_{2}+H_{2}O))

Ozonul reacţionează cu hidrogenul formând apă şi oxigen:

{\mathsf {O_{3}+H_{2}\rightarrow O_{2}+H_{2}O))

Ozonul reacţionează cu sulfurile formând sulfaţi :

{\mathsf {PbS+4O_{3}\rightarrow PbSO_{4}+4O_{2))}

Cu ajutorul ozonului, acidul sulfuric poate fi obținut atât din sulf elementar , cât și din dioxid de sulf și hidrogen sulfurat :

{\mathsf {S+H_{2}O+O_{3}\rightarrow H_{2}SO_{4))}

{\mathsf {3SO_{2}+3H_{2}O+O_{3}\rightarrow 3H_{2}SO_{4))}

În faza gazoasă, ozonul reacţionează cu hidrogenul sulfurat formând dioxid de sulf:

{\mathsf {H_{2}S+O_{3}\rightarrow SO_{2}+H_{2}O))

Într-o soluție apoasă au loc două reacții concurente cu hidrogenul sulfurat, una cu formarea sulfului elementar, cealaltă cu formarea acidului sulfuric:

{\mathsf {H_{2}S+O_{3}\rightarrow S+O_{2}+H_{2}O))

{\mathsf {3H_{2}S+4O_{3}\rightarrow 3H_{2}SO_{4))}

Toți cei trei atomi de oxigen din ozon pot reacționa individual în reacția clorurii de staniu cu acidul clorhidric și ozonul:

{\mathsf {3SnCl_{2}+6HCl+O_{3}\rightarrow 3SnCl_{4}+3H_{2}O))

Prin tratarea unei soluții de iod în acid percloric anhidru rece cu ozon, se poate obține perclorat de iod (III) :

{\mathsf {I_{2}+6HClO_{4}+O_{3}\rightarrow 2I(ClO_{4})_{3}+3H_{2}O))

Perclorat de nitroniu solidpoate fi obținut prin reacția gazosului NO 2 , ClO 2 și O 3 :

{\mathsf {2NO_{2}+2ClO_{2}+2O_{3}\rightarrow 2NO_{2}ClO_{4}+O_{2))}

Ozonul poate participa la reacțiile de ardere , temperaturile de ardere fiind mai ridicate decât în cazul oxigenului diatomic:

{\mathsf {3C_{4}N_{2}+4O_{3}\rightarrow 12CO+3N_{2))}

Ozonul poate intra în reacții chimice la temperaturi scăzute. La 77 K (-196 °C, punctul de fierbere al azotului lichid ), hidrogenul atomic interacționează cu ozonul pentru a forma un radical hidroperoxid cu dimerizarea acestuia din urmă [12] :

{\mathsf {H+O_{3}\rightarrow HO_{2}\cdot +O}}

{\mathsf {2HO_{2}\cdot \rightarrow H_{2}O_{2}+O_{2))}

Ozonul poate forma ozonide anorganice care conțin anionul O 3 − . Acești compuși sunt explozivi și pot fi depozitați numai la temperaturi scăzute. Sunt cunoscute ozonidele tuturor metalelor alcaline (cu excepția Franței). KO 3 , RbO 3 și CsO 3 pot fi obținuți din superoxizii corespunzători :

{\mathsf {KO_{2}+O_{3}\rightarrow KO_{3}+O_{2))}

Ozonura de potasiu poate fi obținută în alt mod din hidroxid de potasiu [13] :

{\mathsf {2KOH+5O_{3}\rightarrow 2KO_{3}+5O_{2}+H_{2}O))

NaO 3 și LiO 3 pot fi obținute prin acțiunea CsO 3 în amoniacul lichid NH 3 asupra rășinilor schimbătoare de ioni care conțin ioni Na + sau Li + [14] :

{\mathsf {CsO_{3}+Na^{+}\rightarrow Cs^{+}+NaO_{3))}

Tratarea unei soluții de calciu în amoniac cu ozon duce la formarea ozonidei de amoniu și nu a calciului [12] :

{\mathsf {3Ca+10NH_{3}+7O_{3}\rightarrow Ca\cdot 6NH_{3}+Ca(OH)_{2}+Ca(NO_{3})_{2}+2NH_{4} O_{3}+3O_{2}+2H_{2}O}}

Ozonul poate fi folosit pentru a îndepărta fierul și manganul din apă pentru a forma un precipitat (respectiv hidroxid de fier (III) și mangan dioxihidrat ), care poate fi separat prin filtrare:

{\mathsf {2Fe^{2+}+O_{3}+5H_{2}O\rightarrow 2Fe(OH)_{3}\downarrow +O_{2}+4H^{+)))

{\mathsf {2Mn^{{2+}}+2O_{3}+4H_{2}O\rightarrow 2MnO(OH)_{2}\downarrow +2O_{2}+4H^{+}}}

În mediile acide, oxidarea manganului poate duce la permanganat .

Ozonul transformă cianurile toxice în cianați mai puțin periculoși :

{\mathsf {CN^{-}+O_{3}\rightarrow CNO^{-}+O_{2))}

Ozonul poate descompune complet ureea [15] :

{\mathsf {(NH_{2})_{2}CO+O_{3}\rightarrow N_{2}+CO_{2}+2H_{2}O))

Interacțiunea ozonului cu compușii organici cu un atom de carbon activat sau terțiar la temperaturi scăzute conduce la hidrotrioxizi corespunzători . Reacția ozonului cu compușii nesaturați pentru a forma ozonide organice este utilizată în analiza substanțelor organice.

Obținerea ozonului

Ozonul se formează în multe procese însoțite de eliberarea de oxigen atomic, de exemplu, în timpul descompunerii peroxizilor, oxidării fosforului etc.

În industrie, se obține din aer sau oxigen din ozonizatoare prin acțiunea unei descărcări electrice. O 3 se lichefiază mai ușor decât O 2 și, prin urmare, este ușor de separat. Ozonul pentru ozonoterapia în medicină se obține numai din oxigen pur. Când aerul este iradiat cu radiații ultraviolete dure , se formează ozon. Acelasi proces are loc si in straturile superioare ale atmosferei , unde stratul de ozon se formeaza si se mentine sub influenta radiatiei solare .

În laborator, ozonul poate fi obținut prin interacțiunea acidului sulfuric concentrat răcit cu peroxidul de bariu [6] :

{\mathsf {3H_{2}SO_{4}+3BaO_{2}\rightarrow 3BaSO_{4}+O_{3}+3H_{2}O))

Toxicitate

În concentrații moderate, ozonul nu este toxic. Cu toate acestea, puterea mare de oxidare a ozonului și formarea de radicali liberi de oxigen în multe reacții cu participarea sa determină toxicitatea acestuia (în concentrații mari). Expunerea excesivă la ozon din organism poate duce la moarte prematură.

Cea mai periculoasă expunere la concentrații mari de ozon din aer:

asupra sistemului respirator prin iritare directă;

Ozonul în Federația Rusă este clasificat drept prima, cea mai mare clasă de pericol de substanțe nocive. Recomandări privind ozonul:

concentrația maximă admisibilă unică (MAC m.r.) în aerul atmosferic al zonelor populate este de 0,16 mg/m³ [16] ;
concentrația maximă admisă medie zilnică (MPC d.s.) în aerul atmosferic al zonelor populate 0,03 mg/m³ [16] ;
concentrația maximă admisă (MPC) în aerul zonei de lucru 0,1 mg/m³;
concentrație letală minimă ( LC50 ) - 4,8 ppm .

Pragul de simț al mirosului uman este de aproximativ 0,01 mg/m³ [17] .

Ozonul distruge eficient mucegaiul , bacteriile și virușii.

Aplicarea ozonului

Utilizarea ozonului se datorează proprietăților sale:

agent oxidant puternic:
- pentru sterilizarea produselor medicale;
- la primirea multor substanțe în laborator și practică industrială;
- pentru albirea hârtiei;
- pentru curățarea uleiurilor.
dezinfectant puternic:
- pentru purificarea apei și a aerului de microorganisme (ozonare);
- pentru dezinfectarea spațiilor și a îmbrăcămintei;
- pentru ozonarea soluțiilor utilizate în medicină (atât pentru uz intravenos, cât și pentru uz de contact).

Avantajele esențiale ale ozonării , în comparație cu clorurarea , sunt absența [17] a toxinelor (cu excepția formaldehidei) în apa tratată (în timp ce în timpul clorării este posibil să se formeze o cantitate semnificativă de compuși organoclorați, mulți dintre care sunt toxici, de exemplu, dioxina ) și mai bună decât oxigenul, solubilitate în apă.

Potrivit ozoterapeutilor, sănătatea umană se îmbunătățește semnificativ cu tratamentul cu ozon (topic, oral , intravenos și extracorporeal ), dar niciun studiu clinic obiectiv nu a confirmat vreun efect terapeutic pronunțat. Mai mult, atunci când se utilizează ozonul ca medicament (mai ales atunci când este expus direct la sângele pacientului ), riscul dovedit de efecte cancerigene și toxice depășește orice efecte pozitive teoretic posibile, prin urmare, în aproape toate țările dezvoltate, terapia cu ozon nu este recunoscută ca medicament medicinal. metoda, iar utilizarea ei în clinicile private este posibilă numai cu acordul informat al pacientului [18] .

În secolul XXI, multe companii au început să producă așa-zise ozonizatoare de uz casnic, concepute și pentru a dezinfecta spații (subsoluri, încăperi după boli virale, depozite contaminate cu bacterii și ciuperci), deseori tăcute cu privire la măsurile de precauție necesare la utilizarea acestei tehnici. .

Aplicații ale ozonului lichid

Utilizarea ozonului ca oxidant de mare energie și în același timp ecologic în tehnologia rachetelor a fost luată în considerare de mult timp [19] . Energia chimică totală eliberată în timpul reacției de ardere cu participarea ozonului este mai mare decât pentru oxigenul simplu, cu aproximativ un sfert (719 kcal/kg). Mai mult va fi, respectiv, și impulsul specific . Ozonul lichid are o densitate mai mare decât oxigenul lichid (1,35 și respectiv 1,14 g/cm³), iar punctul său de fierbere este mai mare (-112 ° C și respectiv -183 ° C), prin urmare, în acest sens, avantajul ca un agent oxidant în tehnologia rachetei, ozonul lichid are mai mult. Totuși, un obstacol este instabilitatea chimică și explozivitatea ozonului lichid cu descompunerea lui în O și O 2 , în timpul căreia apare o undă de detonare care se mișcă cu o viteză de aproximativ 2 km/s și o presiune de detonare distructivă de peste 3 10 7 dine . Se dezvoltă / cm² (3 MPa), ceea ce face imposibilă utilizarea ozonului lichid la nivelul actual de tehnologie, cu excepția utilizării amestecurilor stabile de oxigen-ozon (până la 24% ozon). Avantajul unui astfel de amestec este, de asemenea, un impuls specific mai mare pentru motoarele cu hidrogen comparativ cu motoarele cu ozon-hidrogen [20] . Până în prezent, astfel de motoare de înaltă eficiență precum RD-170 , RD-180 , RD-191 , precum și motoarele de accelerare a vidului, au atins parametri aproape de limită în ceea ce privește UI, iar pentru a crește impulsul specific, este necesar pentru a găsi o oportunitate de a trece la noi tipuri de combustibil.

Ozonul lichid la temperaturi scăzute (în azot lichid) este uneori folosit și în sinteza organică pentru a rupe ușor legătura dublă carbon-carbon.

Ozonul în atmosferă

Ozonul atmosferic ( stratosferic ) este un produs al acțiunii radiației solare asupra oxigenului atmosferic (O 2 ). Cu toate acestea, ozonul troposferic este un poluant care poate amenința sănătatea umană și animală și, de asemenea, poate dăuna plantelor.

Fulgerul Catatumbo este considerat a fi cel mai mare generator de ozon troposferic de pe Pământ.

Când lumina soarelui interacționează cu dioxidul de azot și hidrocarburile eliberate în atmosferă de la evacuarea mașinii, se formează smog fotochimic . Dioxidul de azot se descompune sub influența radiațiilor ultraviolete de la soare, formând oxid nitric și atomi liberi de oxigen (ozon). Smogul fotochimic a fost descoperit pentru prima dată în anii 1940 în Los Angeles . Acestea duc la iritarea membranelor mucoase ale ochilor și nazofaringelui la om, precum și la moartea vegetației și deteriorarea produselor din cauciuc [21] [22] .

Note

↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 Lunin, 1998.
↑ Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. ss. 91-100. Auflage. de Gruyter, 1985, S. 460.
↑ Takehiko Tanaka; Yonezo Morino. Interacțiunea Coriolis și funcția potențială anarmonică a ozonului din spectrele de microunde în stările vibraționale excitate // Journal of Molecular Spectroscopy. - 1970. - Vol. 33. - P. 538-551.
↑ Kenneth M. Mack; JS Muenter. Proprietățile Stark și Zeeman ale ozonului din spectroscopie cu fascicul molecular // Journal of Chemical Physics . - 1977. - Vol. 66. - P. 5278-5283.
↑ 1 2 3 S. S. Kolotov , D. I. Mendeleev . Ozon // Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron : în 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - Sankt Petersburg. , 1890-1907.
↑ 1 2 Obținerea ozonului și determinarea lui . Preluat la 29 septembrie 2014. Arhivat din original la 6 octombrie 2014. (nedefinit)
↑ Manualul Chimistului, vol. II. - L.: „Chimie”, 1971.
↑ Karyakin Yu. V., Angelov I. I. Pure chemicals. — M .: Chimie, 1974.
↑ Întrebări frecvente despre Știința Pământului: Unde pot găsi informații despre gaura de ozon și epuizarea stratului de ozon? Arhivat din original la 1 iunie 2006.
↑ Platina nu este oxidată de ozon, dar îi catalizează descompunerea.
↑ Nekrasov B.V. N48 Fundamentele chimiei generale. În 2 volume. Volumul 1.4 ediția, Sankt Petersburg: Editura Lan, 2003. - 656 p. — (Manuale pentru universități, literatură specială).
↑ 1 2 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. „Ozon”. pg 44-49
↑ Housecroft & Sharpe, „Chimie anorganică”. - 2005. - P. 439.
↑ Housecroft & Sharpe, „Chimie anorganică”. - 2005. - P. 265
↑ Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. „Ozon”. pg 259, 269-270
↑ 1 2 Concentrații maxime admisibile (MPC) de poluanți în aerul atmosferic din zonele populate. Standarde igienice 2.1.6.1338-03 (link inaccesibil) . Consultat la 21 noiembrie 2012. Arhivat din original la 3 decembrie 2013. (nedefinit)
↑ 1 2 Tyshkevich E.V. Ozonul este o armă pașnică a secolului XXI Copie de arhivă din 1 aprilie 2009 pe Wayback Machine
↑ Metode îndoielnice de management al cancerului: peroxid de hidrogen și alte terapii de „hiperoxigenare” Arhivat la 7 iulie 2010 la Wayback Machine , American Cancer Society
↑ Oxidanți promițători. (link indisponibil) . Consultat la 24 decembrie 2009. Arhivat din original la 3 noiembrie 2009. (nedefinit)
↑ Dinamica detonării instabile în ozon . Consultat la 23 ianuarie 2015. Arhivat din original pe 16 ianuarie 2017. (nedefinit)
↑ Smog fotochimic . Preluat la 5 mai 2022. Arhivat din original la 3 ianuarie 2019. (nedefinit)
↑ Vremea, clima și aerul pe care îl respirăm . Preluat la 5 mai 2022. Arhivat din original la 22 octombrie 2021. (nedefinit)

Literatură

Enciclopedie chimică / Ed.: Knunyants I.L. şi altele.- M . : Enciclopedia sovietică, 1992. - T. 3 (Med-Pol). — 639 p. - ISBN 5-82270-039-8 .
Razumovsky SD, Zaikov GE Ozonul și reacțiile sale cu compuși organici (cinetică și mecanism). - M. : Nauka, 1974. - 322 p.
Lunin V.V., Popovich M.P., Tkachenko S.N. Chimia fizică a ozonului . - M. : MGU, 1998. - 480 p. — ISBN 5-211-03719-7 .

Link -uri

Ozonul nu este întotdeauna bun // Știință și viață : jurnal. - 1992. - Nr. 8 . - S. 155 .

Dicționare și enciclopedii

mare danez
Mare norvegian
Rusă mare
Brockhaus și Efron
Brockhaus și Efron
in jurul lumii
Micul Brockhaus și Efron
Nou
Britannica (online)

În cataloagele bibliografice
BNF : 11981162k GND : 4173038-0 J9U : 987007555722705171 LCCN : sh85096391 NDL : 00569010 NKC : ph115638