Ozón

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 22. července 2021; kontroly vyžadují 16 úprav .

Ozón

Všeobecné

Systematický
název

trikyslík

Tradiční jména

Ozón

Chem. vzorec

O 3

Fyzikální vlastnosti

Stát

modrý plyn

Molární hmotnost

47,998 g/ mol

Hustota

0,0021445 g/cm3 (plyn při 0 °C);
1,59(7) g/cm3 (kapalina při 85,2 K);
1,73(2) g/cm³ (pevná látka při 77,4 K) [1]

Povrchové napětí

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

Dynamická viskozita

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

Ionizační energie

12,52 ± 0,01 eV

Tepelné vlastnosti

Teplota

• tání

-197,2 °C

• vroucí

-111,9 °C

Kritický bod

• teplota

-12,0 °C (261,1 K) [1] °C

• tlak

54,6 atm. [jeden]

Mol. tepelná kapacita

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

Entalpie

• vzdělávání

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

Coeff. tepl. rozšíření

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

Tlak páry

1 ± 1 atm

Chemické vlastnosti

Rozpustnost

• ve vodě

1,06 g/l (při 0 °С) [2]

Dielektrická konstanta

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

Optické vlastnosti

Index lomu

1,0533 (plyn, 480 nm)
1,0520 (plyn, 546 nm)
1,0502 (plyn, 671 nm)
1,2236 (kapalina, 535 nm)
1,2226 (kapalina, 589 nm) [1,2213 (kapalina, 589 nm)
1,2213 (kapalina, 5 nm ]

Struktura

Dipólový moment

0,5337 D

Klasifikace

233-069-2

[O-][O+]=O

InChI=lS/03/cl-3-2CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N

RTECS

RS8225000

CHEBI

Bezpečnost

4,8 str./min _

NFPA 704

0 2 čtyři VŮL

Údaje jsou založeny na standardních podmínkách (25 °C, 100 kPa), pokud není uvedeno jinak.

Mediální soubory na Wikimedia Commons

Ozon (z jiného řeckého ὄζω - cítím) - skládající se z tříatomových molekul O 3 , alotropní modifikace kyslíku . Za normálních podmínek - modrý plyn . Vůně je ostře specifická. Po zkapalnění se změní na indigovou kapalinu . V pevné formě jsou to tmavě modré, šedé, téměř černé krystaly.

Struktura ozonu

Obě vazby O–O v molekule ozonu mají stejnou délku 1,278 Á . Úhel mezi vazbami je 116,8° [3] . Centrální atom kyslíku je sp² -hybridizovaný, má jeden osamocený pár elektronů . Řád každé vazby je 1,5, rezonanční struktury jsou s lokalizovanou jednoduchou vazbou s jedním atomem a dvojnou vazbou s jiným a naopak. Molekula je polární, elektrický dipólový moment je 0,5337 D [4] .

Historie objevů

Ozon byl poprvé objeven v roce 1785 holandským fyzikem M. van Marumem díky charakteristickému zápachu a oxidačním vlastnostem , které vzduch získává po průchodu elektrických jisker , a také díky schopnosti působit na rtuť při běžné teplotě v důsledku které ztrácí lesk a začíná se lepit na sklo [5] . Nebyl však popsán jako nová látka , van Marum věřil, že se vytvořila zvláštní „elektrická hmota“.

Termín ozon navrhl německý chemik X. F. Schönbein v roce 1840 pro svůj zápach, do slovníků se dostal koncem 19. století. Mnoho zdrojů dává přednost objevu ozónu v roce 1839 jemu . V roce 1840 Schonbein ukázal schopnost ozonu vytěsňovat jód z jodidu draselného [5] :

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

Tato reakce slouží ke kvalitativnímu stanovení ozonu pomocí filtračního papíru napuštěného směsí roztoků škrobu a jodidu draselného (škrobový jodidový papír) - v ozonu se barví do modra vlivem interakce uvolněného jódu se škrobem [6] .

Skutečnost poklesu objemu plynu při přeměně kyslíku na ozón experimentálně prokázali v roce 1860 Andrews a Tet pomocí skleněné trubice s tlakoměrem naplněným čistým kyslíkem, do které byly připájeny platinové vodiče pro vytvoření elektrického výboje. [5] .

Fyzikální vlastnosti

Molekulová hmotnost - 48 a. jíst.
Hustota plynu za normálních podmínek je 2,1445 g/dm³. Relativní hustota plynu pro kyslík 1,5; letecky 1,62 (1,658 [7] ).
Hustota kapaliny při −188 °C (85,2 K) je 1,59(7) g/cm³ [1] .
Hustota pevného ozonu při −195,7 °C (77,4 K) je 1,73(2) g/cm³ [1] .
Bod varu −111,8(3) °C (161,3 K) [1] . Tekutý ozón je tmavě fialový.
Teplota tání -197,2(2) °С (75,9 K). Někdy uváděný bod tání −251,4 °C (21,7 K) je chybný, protože jeho stanovení nebralo v úvahu velkou schopnost ozónu podchlazovat se [8] . Podle jiných zdrojů [1] T pl = −192,5(4) °С (80,6 K). V pevném stavu je černá s fialovým leskem.
Kritická teplota je −12,0 °С (261,1 K) [1] .
Kritický tlak 51,6 atm [1] .
Difúzní koeficient (při 300 K, 1 atm) 0,157 cm²/s [1] .
Skupenské teplo tání je 2,1 kJ/mol [1] .
Výparné teplo při bodu varu v různých zdrojích se udává od 11,17 do 15,19 kJ/mol [1] ; při 90 K od 15,27 do 16,6 kJ/mol [1] .
Rozpustnost ve vodě při 0 ° C je 0,394 kg / m³ (0,494 l / kg), je 10krát vyšší než kyslík. Zdánlivá rozpustnost je vysoce závislá na čistotě vody, protože nečistoty katalyzují rozpad ozonu.
Kapalný ozon je ve všech ohledech mísitelný s kapalným argonem , dusíkem , fluorem , metanem , oxidem uhličitým , tetrachlormethanem . S kapalným kyslíkem je ve všech směrech mísitelný při teplotách nad 93 K, pod touto teplotou se roztok rozděluje na dvě fáze [1] .
Dobře se rozpouští ve freonech , tvoří stabilní roztoky (používané pro skladování a přepravu).
Ionizační potenciál molekuly je 12,52 eV [1] .
V plynném skupenství je ozón diamagnetický , v kapalném stavu je slabě paramagnetický .
Vůně je ostrá, specifická "kovová" (podle Mendělejeva - "vůně raků "). Při vysokých koncentracích připomíná zápach chlóru . Vůně je patrná i při ředění 1:100 000.

Chemické vlastnosti

Tvorba ozonu probíhá vratnou reakcí:

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

Molekula O 3 je nestabilní a při dostatečných koncentracích ve vzduchu za normálních podmínek se spontánně přeměňuje na O 2 během několika desítek minut [9] za uvolňování tepla. Zvýšení teploty a snížení tlaku zvyšují rychlost přechodu do dvouatomového stavu. Při vysokých koncentracích může být přechod výbušný . Kontakt ozonu i s malým množstvím organických látek, některých kovů nebo jejich oxidů , přeměnu prudce urychluje.

V přítomnosti malého množství kyseliny dusičné se ozon stabilizuje a v hermetických nádobách ze skla, některých plastů nebo čistých kovů se ozón při nízkých teplotách (-78 °C) prakticky nerozkládá.

Ozon je silné oxidační činidlo , mnohem reaktivnější než dvouatomový kyslík. Oxiduje téměř všechny kovy (s výjimkou zlata , platiny [10] a iridia ) do nejvyšších oxidačních stavů (po povrchové oxidaci odolává ozónu Ni, Cu, Sn docela dobře) [11] . Oxiduje mnoho nekovů. Reakčním produktem je převážně kyslík.

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

Ozon zvyšuje oxidační stav oxidů:

{\mathsf {NO+O_{3}\rightarrow NO_{2}+O_{2))}

Tato reakce je doprovázena chemiluminiscencí . Oxid dusičitý lze oxidovat na anhydrid dusnatý:

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

Ozon nereaguje s molekulárním dusíkem při pokojové teplotě, ale při 295°C s ním reaguje:

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

Ozon reaguje s uhlíkem za normální teploty za vzniku oxidu uhličitého :

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

Ozon nereaguje s amonnými solemi, ale reaguje s amoniakem za vzniku dusičnanu amonného :

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

Ozon reaguje s vodíkem za vzniku vody a kyslíku:

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

Ozon reaguje se sulfidy za vzniku síranů :

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

Pomocí ozonu lze kyselinu sírovou získat jak z elementární síry , tak z oxidu siřičitého a sirovodíku :

{\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))}

V plynné fázi ozon reaguje se sirovodíkem za vzniku oxidu siřičitého:

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

Ve vodném roztoku probíhají dvě konkurenční reakce se sirovodíkem, jedna s tvorbou elementární síry a druhá s tvorbou kyseliny sírové:

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

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

Všechny tři atomy kyslíku v ozonu mohou reagovat jednotlivě při reakci chloridu cínatého s kyselinou chlorovodíkovou a ozonem:

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

Zpracováním roztoku jódu ve studené bezvodé kyselině chloristé ozonem lze získat chloristan jodný :

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

Pevný chloristan nitroniumlze získat reakcí plynného NO 2 , ClO 2 a O 3 :

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

Ozon se může účastnit spalovacích reakcí , přičemž spalovací teploty jsou vyšší než u dvouatomového kyslíku:

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

Ozon může při nízkých teplotách vstupovat do chemických reakcí. Při 77 K (-196 °C, bod varu kapalného dusíku ) interaguje atomární vodík s ozonem za vzniku hydroperoxidového radikálu s dimerizací posledně jmenovaného [12] :

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

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

Ozon může tvořit anorganické ozonidy obsahující anion O 3 − . Tyto sloučeniny jsou výbušné a lze je skladovat pouze při nízkých teplotách. Známé jsou ozonidy všech alkalických kovů (kromě Francie). KO 3 , RbO 3 a CsO 3 lze získat z odpovídajících superoxidů :

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

Ozonid draselný lze získat jiným způsobem z hydroxidu draselného [13] :

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

NaO 3 a LiO 3 lze získat působením CsO 3 v kapalném amoniaku NH 3 na iontoměničové pryskyřice obsahující ionty Na + nebo Li + [14] :

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

Úprava roztoku vápníku v čpavku ozonem vede k tvorbě ozonidu amonného , nikoli vápníku [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}}

Ozon lze použít k odstranění železa a manganu z vody za vzniku sraženiny (respektive hydroxidu železitého a dioxyhydrátu manganu ), kterou lze oddělit filtrací:

{\displaystyle {\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^{+}}}

V kyselém prostředí může oxidace manganu přejít na manganistan .

Ozon přeměňuje toxické kyanidy na méně nebezpečné kyanáty :

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

Ozon dokáže močovinu úplně rozložit [15] :

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

Interakce ozonu s organickými sloučeninami s aktivovaným nebo terciárním atomem uhlíku při nízkých teplotách vede k odpovídajícím hydrotrioxidům . Při analýze organických látek se využívá reakce ozonu s nenasycenými sloučeninami za vzniku organických ozonidů .

Získávání ozónu

Ozon vzniká v mnoha procesech doprovázených uvolňováním atomárního kyslíku, například při rozkladu peroxidů, oxidaci fosforu atd.

V průmyslu se získává ze vzduchu nebo kyslíku v ozonizátorech působením elektrického výboje. O 3 zkapalňuje snadněji než O 2 , a proto se snadno odděluje. Ozon pro ozonoterapii v lékařství se získává pouze z čistého kyslíku. Při ozařování vzduchu tvrdým ultrafialovým zářením vzniká ozón. Stejný proces probíhá ve vyšších vrstvách atmosféry , kde se vlivem slunečního záření tvoří a udržuje ozónová vrstva .

Laboratorně lze ozon získat interakcí ochlazené koncentrované kyseliny sírové s peroxidem barnatým [6] :

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

Toxicita

Ve středních koncentracích není ozón toxický. Vysoká oxidační síla ozonu a tvorba volných kyslíkových radikálů v mnoha reakcích s jeho účastí však určují jeho toxicitu (ve vysokých koncentracích). Nadměrná expozice ozónu v těle může vést k předčasné smrti.

Nejnebezpečnější expozice vysokým koncentracím ozónu ve vzduchu:

na dýchací systém přímým podrážděním;

Ozon je v Ruské federaci klasifikován jako první, nejvyšší třída nebezpečnosti škodlivých látek. Pokyny pro ozon:

maximální jednorázová maximální přípustná koncentrace (MAC m.r.) v atmosférickém vzduchu obydlených oblastí je 0,16 mg/m³ [16] ;
průměrná denní maximální přípustná koncentrace (MPC d.s.) v atmosférickém vzduchu obydlených oblastí 0,03 mg/m³ [16] ;
maximální přípustná koncentrace (MPC) ve vzduchu pracovního prostoru 0,1 mg/m³;
minimální letální koncentrace ( LC50 ) - 4,8 ppm .

Práh lidského čichu je přibližně 0,01 mg/m³ [17] .

Ozón účinně ničí plísně , bakterie a viry.

Aplikace ozónu

Použití ozonu je způsobeno jeho vlastnostmi:

silné oxidační činidlo:
- pro sterilizaci lékařských výrobků;
- při příjmu mnoha látek v laboratorní a průmyslové praxi;
- pro bělení papíru;
- pro čištění olejů.
silný dezinfekční prostředek:
- pro čištění vody a vzduchu od mikroorganismů (ozonizace);
- pro dezinfekci prostor a oděvů;
- pro ozonizaci roztoků používaných v lékařství (jak pro nitrožilní, tak pro kontaktní použití).

Podstatnými výhodami ozonizace ve srovnání s chlorací je nepřítomnost [17] toxinů (kromě formaldehydu) v upravované vodě (přičemž při chloraci je možné vytvářet značné množství organochlorových sloučenin, z nichž mnohé jsou toxické, například dioxin ) a lepší než kyslík , rozpustnost ve vodě.

Podle ozonoterapeutů se při léčbě ozonem (lokálně, perorálně , intravenózně a mimotělně ) výrazně zlepšuje lidské zdraví, ale ani jedna objektivní klinická studie nepotvrdila žádný výrazný terapeutický účinek. Navíc při použití ozonu jako léku (zejména při přímém kontaktu s pacientovou krví ) prokázané riziko karcinogenních a toxických účinků převažuje nad teoreticky možnými pozitivními účinky, proto téměř ve všech vyspělých zemích není ozonoterapie uznávána jako léčivá metoda a její použití na soukromých klinikách možné pouze s informovaným souhlasem pacienta [18] .

V 21. století začalo mnoho společností vyrábět tzv. ozonizéry pro domácnost, určené také k dezinfekci prostor (sklepy, místnosti po virových onemocněních, sklady kontaminované bakteriemi a plísněmi), často mlčící o preventivních opatřeních při používání této techniky. .

Aplikace kapalného ozonu

O využití ozonu jako vysokoenergetického a zároveň ekologického okysličovadla v raketové technice se dlouho uvažovalo [19] . Celková chemická energie uvolněná při spalovací reakci za účasti ozonu je více než u jednoduchého kyslíku, asi o jednu čtvrtinu (719 kcal / kg). Více bude, respektive, a konkrétní impuls . Kapalný ozon má vyšší hustotu než kapalný kyslík (1,35, resp. 1,14 g/cm³) a jeho bod varu je vyšší (-112 °C, resp. -183 °C), proto je v tomto ohledu výhoda jako oxidační činidlo v raketové technologii, kapalný ozón má více. Překážkou je však chemická nestabilita a výbušnost kapalného ozonu s jeho rozkladem na O a O 2 , při kterém vzniká detonační vlna pohybující se rychlostí asi 2 km/s a ničivý detonační tlak větší než 3 10 7 dynů . / cm² (3 MPa) se vyvíjí, což znemožňuje použití kapalného ozonu na současné úrovni technologie, s výjimkou použití stabilních směsí kyslík-ozon (až 24 % ozonu). Výhodou takové směsi je také větší specifický impuls pro vodíkové motory oproti ozonovo-vodíkovým motorům [20] . K dnešnímu dni tak vysoce účinné motory jako RD-170 , RD-180 , RD-191 , stejně jako akcelerační vakuové motory dosahují parametrů blízkých limitu z hlediska UI a pro zvýšení měrného impulsu je nutné najít příležitost k přechodu na nové druhy paliva.

Kapalný ozón při nízkých teplotách (v kapalném dusíku) se také někdy používá v organické syntéze k jemnému rozbití dvojné vazby uhlík-uhlík.

Ozón v atmosféře

Atmosférický ( stratosférický ) ozón je produktem působení slunečního záření na atmosférický (O 2 ) kyslík. Troposférický ozon je však znečišťující látkou, která může ohrozit zdraví lidí a zvířat a také poškodit rostliny.

Catatumbo je považován za největší generátor troposférického ozonu na Zemi.

Když sluneční světlo interaguje s oxidem dusičitým a uhlovodíky uvolňovanými do atmosféry z výfuků automobilů , vzniká fotochemický smog . Oxid dusičitý se pod vlivem ultrafialového záření ze slunce rozkládá a tvoří oxid dusnatý a volné atomy kyslíku (ozón). Fotochemický smog byl poprvé objeven ve 40. letech 20. století v Los Angeles . Vedou u člověka k podráždění očních sliznic a nosohltanu, dále k odumírání vegetace a poškození pryžových výrobků [21] [22] .

Poznámky

↑ 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. Coriolisova interakce a anharmonická potenciální funkce ozonu z mikrovlnných spekter v excitovaných vibračních stavech // Journal of Molecular Spectroscopy. - 1970. - Sv. 33. - S. 538-551.
↑ Kenneth M. Mack; JS Muenter. Starkovy a Zeemanovy vlastnosti ozonu z molekulární paprskové spektroskopie // Journal of Chemical Physics . - 1977. - Sv. 66. - S. 5278-5283.
↑ 1 2 3 S. S. Kolotov , D. I. Mendělejev . Ozone // Encyklopedický slovník Brockhause a Efrona : v 86 svazcích (82 svazcích a 4 dodatečné). - Petrohrad. , 1890-1907.
↑ 1 2 Získávání ozonu a jeho stanovení . Získáno 29. září 2014. Archivováno z originálu 6. října 2014. (neurčitý)
↑ Příručka chemika, díl II. - L .: "Chemie", 1971.
↑ Karyakin Yu. V., Angelov I. I. Čisté chemikálie. — M .: Chemie, 1974.
↑ FAQ vědy o Zemi: Kde najdu informace o ozónové díře a poškozování ozónové vrstvy? Archivováno z originálu 1. června 2006.
↑ Platina není oxidována ozonem, ale katalyzuje její rozklad.
↑ Nekrasov B.V. N48 Základy obecné chemie. Ve 2 svazcích. Svazek 1.4. vydání, Petrohrad: Nakladatelství Lan, 2003. - 656 s. — (Učebnice pro vysoké školy, odborná literatura).
↑ 1 2 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. "Ozone." str. 44-49
↑ Housecroft & Sharpe, "Anorganická chemie". - 2005. - S. 439.
↑ Housecroft & Sharpe, "Anorganická chemie". - 2005. - S. 265
↑ Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. "Ozon." str. 259, 269-270
↑ 1 2 Maximální přípustné koncentrace (MPC) znečišťujících látek v atmosférickém vzduchu obydlených oblastí. Hygienické normy 2.1.6.1338-03 (nepřístupný odkaz) . Získáno 21. listopadu 2012. Archivováno z originálu 3. prosince 2013. (neurčitý)
↑ 1 2 Tyshkevich E.V. Ozone je mírová zbraň 21. století Archivní kopie z 1. dubna 2009 na Wayback Machine
↑ Pochybné metody léčby rakoviny: peroxid vodíku a další „hyperoxygenační“ terapie Archivováno 7. července 2010 na Wayback Machine , American Cancer Society
↑ Nadějné oxidanty. (nedostupný odkaz) . Získáno 24. prosince 2009. Archivováno z originálu dne 3. listopadu 2009. (neurčitý)
↑ Dynamika nestabilní detonace v ozónu . Získáno 23. ledna 2015. Archivováno z originálu 16. ledna 2017. (neurčitý)
↑ Fotochemický smog . Získáno 5. května 2022. Archivováno z originálu dne 3. ledna 2019. (neurčitý)
↑ Počasí, klima a vzduch, který dýcháme . Získáno 5. května 2022. Archivováno z originálu dne 22. října 2021. (neurčitý)

Literatura

Chemická encyklopedie / Ed.: Knunyants I.L. a další - M .: Sovětská encyklopedie, 1992. - T. 3 (Med-Pol). — 639 s. - ISBN 5-82270-039-8 .
Razumovsky SD, Zaikov GE Ozon a jeho reakce s organickými sloučeninami (kinetika a mechanismus). - M. : Nauka, 1974. - 322 s.
Lunin V.V., Popovich M.P., Tkachenko S.N. Fyzikální chemie ozonu . - M. : MGU, 1998. - 480 s. — ISBN 5-211-03719-7 .

Odkazy

Ozon není vždy dobrý // Věda a život : časopis. - 1992. - č. 8 . - S. 155 .

Slovníky a encyklopedie

Velká dánština
Skvělý norský
Velký Rus
Brockhaus a Efron
Brockhaus a Efron
okolo světa
Malý Brockhaus a Efron
Nový
Britannica (online)

V bibliografických katalozích
BNF : 11981162k GND : 4173038-0 J9U : 987007555722705171 LCCN : sh85096391 NDL : 00569010 NKC : ph115638