озон

1. Застосування рідкого озону [ правити | правити код ]

озон систематичне
найменування Трікіслород Хім. формула O3 стан блакитний газ молярна маса 47,998 г / моль щільність 0,0021445 г / см3 (р, 0 ° C);
1,59 (7) г / см3 (ж., 85,2 К);
1,73 (2) г / см3 (тв., 77,4 К) [1] Поверхневий натяг 43,8 Н / м (77,4 К);
38,4 Н / м (90,2 К) [1] Н / м динамічна в'язкість 4,17 мПа · с (77,6 К);
1,56 (2) мПа · с (90,2 К) [1] енергія іонізації 12,52 ± 0,01 еВ [3] Т. плав. -197,2 ° C Т. кип. -111,9 ° C Кр. темп. -12,0 ° С (261,1 К) [1] ° C Кр. тиску. 54,6 атм. [1] Мовляв. теплоємність. 85,354 - 0,2812 · (T - 90) (ж., При T від 90 до 160 К) [1] Дж / (моль · К) ентальпія освіти 144,457 (при 0 К, отн. О2) [1] кДж / моль Переходи. тепл. розширення 2,0 · 10-3 К-1 (ж., 90,1 К)
2,5 · 10-3 К-1 (ж., 161 К) [1] Тиск пара 1 ± 1 атм [3] розчинність в воді 1,06 г / л (при 0 ° С) [2] Діелектр. прониц. 1,0019 (г), 4,79 (ж) [1] Показник заломлення 1,0533 (м, 480 нм)
1,0520 (м, 546 нм)
1,0502 (м, 671 нм)
1,2236 (ж., 535 нм)
1,2226 (ж., 589 нм)
1,2213 (ж., 670,5 нм) [1] дипольний момент 0,5337 Д Реєстр. номер CAS 10028-15-6 PubChem 24823 Реєстр. номер EINECS 233-069-2 SMILES InChI RTECS RS8225000 ChEBI 25812 ChemSpider 23208 ЛД50 4,8 ppm токсичність

сильнодіючий отрута , Що володіє дратівливою, канцерогенним і мутагенну дією

піктограми СГС NFPA 704

Наводяться дані для стандартних умов (25 ° C, 100 кПа) , Якщо не вказано іншого.

Озон (від грец. ὄζω - пахну) - складається з триатомним молекул O3 аллотропная модифікація кисню . При нормальних умовах - блакитний отруйний газ . Запах - різкий специфічний. При зріджуванні перетворюється в рідину кольору індиго . У твердому вигляді являє собою темно-сині, сірі, практично чорні кристали.

Обидві зв'язку O-O в молекулі озону мають однакову довжину 1,278 Å . Кут між зв'язками становить 116,8 ° [4] . Центральний атом кисню sp ²-гібрідізоваться, має одну неподілену пару електронів . Порядок кожної зв'язку - 1,5, резонансні структури - з локалізованою одинарним зв'язком з одним атомом і подвійний - з іншим, і навпаки. Молекула полярна, електричний дипольний момент - 0,5337 Д [5] .

Вперше озон виявив в 1785 році голландський фізик М. ван Марум за характерним запахом і окислювальним властивостям , Які набуває повітря після пропускання через нього електричних іскор , А також по можливості діяти на ртуть при звичайній температурі, внаслідок чого вона втрачає свій блиск і починає прилипати до скла [6] . Однак як нове речовина він описаний не був, ван Марум вважав, що утворюється особлива «електрична матерія».

Термін озон був запропонований німецьким хіміком X. Ф. Шенбейн в 1840 році за його пахучості, увійшов в словники в кінці XIX століття. Багато джерел саме йому віддають пріоритет відкриття озону в 1839 році . У 1840 році Шенбейн показав здатність озону витісняти йод з йодиду калію [6] :

O 3 + H 2 O + 2 KI → O 2 + 2 KOH + I 2 {\ displaystyle {\ mathsf {O_ {3} + H_ {2} O + 2KI \ rightarrow O_ {2} + 2KOH + I_ {2} }}}

Цю реакцію використовують для якісного визначення озону за допомогою фільтрувального паперу, просоченої сумішшю розчинів крохмалю і йодиду калію (іодкрахмальной паперу) - вона в озоне синіє через взаємодії виділяється йоду з крохмалем [7] .

Факт зменшення обсягу газу при перетворенні кисню в озон експериментально довели в 1860 році Ендрюс і Тет за допомогою скляної трубки з манометром, наповненою чистим киснем, зі упаяними в неї платиновими провідниками для отримання електричного розряду [6] .

• Молекулярна маса - 48 а.е.м.
• щільність газу при нормальних умовах 2,1445 г / дм³. Відносна щільність газу по кисню 1,5; по повітрю 1,62 (1,658 [8] ).
• Щільність рідини при -188 ° C (85,2 К) становить 1,59 (7) г / см³ [1] .
• Щільність твердого озону при -195,7 ° С (77,4 К) дорівнює 1,73 (2) г / см3 [1] .
• Температура кипіння -111,8 (3) ° C (161,3 К) [1] . Рідкий озон - темно-фіолетового кольору.
• Температура плавлення -197,2 (2) ° С (75,9 К) Наведена іноді т.пл. -251,4 ° C (21,7 К) є хибною, оскільки при її визначенні не враховувалася велика здатність озону до переохолодження [9] . За іншими відомостями [1] T пл = -192,5 (4) ° С (80,6 К). У твердому стані - чорного кольору з фіолетовим відблиском.
• критична температура -12,0 ° С (261,1 К) [1] .
• критичний тиск 51,6 атм [1] .
• коефіцієнт дифузії (При 300 К, 1 атм) 0,157 см2 / с [1] .
• теплота плавлення 2,1 кДж / моль [1] .
• теплота випаровування при температурі кипіння в різних джерелах вказується від 11,17 до 15,19 кДж / моль [1] ; при 90 К від 15,27 до 16,6 кДж / моль [1] .
• розчинність в воді при 0 ° С - 0,394 кг / м³ (0,494 л / кг), вона в 10 разів вище в порівнянні з киснем. Удавана розчинність сильно залежить від чистоти води, оскільки домішки каталізують розпад озону.
• Рідкий озон змішується в усіх відношеннях з рідкими аргоном , азотом , фтором , метаном , вуглекислотою , тетрахлорвуглець . Змішується з рідким киснем у всіх відносинах при температурі вище 93 К, нижче цієї температури розчин розшаровується на дві фази [1] .
• Добре розчиняється в фреонах , Утворюючи стабільні розчини (використовується для зберігання і перевезення).
• потенціал іонізації молекули 12,52 еВ [1] .
• У газоподібному стані озон диамагнитен , В рідкому - слабопарамагнітен .
• запах - різкий, специфічний «металевий» (по Менделєєву - «запах раків »). При великих концентраціях нагадує запах хлору . Запах відчутний навіть при розведенні 1: 100000.

Освіта озону проходить по оборотної реакції:

3 O 2 + 68 k c a l / m o l (285 k J / m o l) → 2 O 3 {\ displaystyle {\ mathsf {3O_ {2} + 68kcal / mol (285kJ / mol) \ rightarrow 2O_ {3}}}}

Молекула О3 нестійка і при достатніх концентраціях в повітрі при нормальних умовах мимовільно за кілька десятків хвилин [10] перетворюється в O2 з виділенням тепла. Підвищення температури і зниження тиску збільшують швидкість переходу в двоатомних стан. При великих концентраціях перехід може носити вибуховий характер. Контакт озону навіть з малими кількостями органічних речовин, деяких металів або їх оксидів різко прискорює перетворення.

У присутності невеликих кількостей HNO3 озон стабілізується, а в герметичних судинах зі скла, деяких пластмас або чистих металів озон при низьких температурах (-78 ° С) практично не розкладається.

Озон - потужний окислювач , Набагато більш реакційноздатні, ніж двоатомний кисень. Окисляє майже всі метали (за винятком золота , платини [11] і іридію ) До їх вищих ступенів окислення . Окисляє багато неметали. Продуктом реакції в основному є кисень.

2 C u 2 + + 2 H 3 O + + O 3 → 2 C u 3 + + 3 H 2 O + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2Cu ^ {2 +} + 2H_ {3} O ^ {+ } + O_ {3} \ rightarrow 2Cu ^ {3 +} + 3H_ {2} O + O_ {2}}}}

Озон підвищує ступінь окислення оксидів:

N O + O 3 → N O 2 + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {NO + O_ {3} \ rightarrow NO_ {2} + O_ {2}}}}

Ця реакція супроводжується хемілюмінесценції . Діоксид азоту може бути окислений до азотного ангідриду:

2 N O 2 + O 3 → N 2 O 5 + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2NO_ {2} + O_ {3} \ rightarrow N_ {2} O_ {5} + O_ {2}}}}

Озон не реагує з молекулярним азотом при кімнатній температурі, але при 295 ° С вступає з ним в реакцію:

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

Озон реагує з вуглецем при нормальній температурі з утворенням діоксиду вуглецю :

2 C + 2 O 3 → 2 C O 2 + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2C + 2O_ {3} \ rightarrow 2CO_ {2} + O_ {2}}}}

Озон не реагує з амонієвими солями, але реагує з аміаком з освітою нітрату амонію :

2 NH 3 + 4 O 3 → NH 4 NO 3 + 4 O 2 + H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {2NH_ {3} + 4O_ {3} \ rightarrow NH_ {4} NO_ {3} + 4O_ {2 } + H_ {2} O}}}

Озон реагує з воднем з утворенням води і кисню:

O 3 + H 2 → O 2 + H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {O_ {3} + H_ {2} \ rightarrow O_ {2} + H_ {2} O}}}

Озон реагує з сульфідами з освітою сульфатів :

P b S + 4 O 3 → P b S O 4 + 4 O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {PbS + 4O_ {3} \ rightarrow PbSO_ {4} + 4O_ {2}}}}

За допомогою озону можна отримати сірчану кислоту як з елементарної сірки , Так і з діоксиду сірки і сірководню :

S + H 2 O + O 3 → H 2 S O 4 {\ displaystyle {\ mathsf {S + H_ {2} O + O_ {3} \ rightarrow H_ {2} SO_ {4}}}} 3 SO 2 + 3 H 2 O + O 3 → 3 H 2 SO 4 {\ displaystyle {\ mathsf {3SO_ {2} + 3H_ {2} O + O_ {3} \ rightarrow 3H_ {2} SO_ {4}} }}

У газовій фазі озон взаємодіє з сірководнем з утворенням діоксиду сірки:

H 2 S + O 3 → S O 2 + H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {H_ {2} S + O_ {3} \ rightarrow SO_ {2} + H_ {2} O}}}

У водному розчині проходять дві конкуруючі реакції з сірководнем, одна з утворенням елементарної сірки, інша з утворенням сірчаної кислоти:

H 2 S + O 3 → S + O 2 + H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {H_ {2} S + O_ {3} \ rightarrow S + O_ {2} + H_ {2} O}}} 3 H 2 S + 4 O 3 → 3 H 2 S O 4 {\ displaystyle {\ mathsf {3H_ {2} S + 4O_ {3} \ rightarrow 3H_ {2} SO_ {4}}}}

Всі три атома кисню в озоне можуть реагувати окремо в реакції хлориду олова з соляною кислотою і озоном:

3 S n C l 2 + 6 HC l + O 3 → 3 S n C l 4 + 3 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {3SnCl_ {2} + 6HCl + O_ {3} \ rightarrow 3SnCl_ {4} + 3H_ {2} O}}}

Обробкою озоном розчину йоду в холодній безводної хлорним кислоті може бути отриманий перхлорат йоду (III) :

I 2 + 6 HC l O 4 + O 3 → 2 I (C l O 4) 3 + 3 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {I_ {2} + 6HClO_ {4} + O_ {3} \ rightarrow 2I (ClO_ {4}) _ {3} + 3H_ {2} O}}}

твердий перхлорат нитрония (Англ.) Може бути отриманий реакцією газоподібних NO2, ClO2 і O3:

2 NO 2 + 2 C l O 2 + 2 O 3 → 2 NO 2 C l O 4 + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2NO_ {2} + 2ClO_ {2} + 2O_ {3} \ rightarrow 2NO_ {2 } ClO_ {4} + O_ {2}}}}

Озон може брати участь в реакціях горіння , При цьому температури горіння вище, ніж з двоатомний киснем:

3 C 4 N 2 + 4 O 3 → 12 C O + 3 N 2 {\ displaystyle {\ mathsf {3C_ {4} N_ {2} + 4O_ {3} \ rightarrow 12CO + 3N_ {2}}}}

Озон може вступати в хімічні реакції і при низьких температурах. При 77 K (-196 ° C, температура кипіння рідкого азоту ), Атомарний водень взаємодіє з озоном з утворенням гідропероксідного радикала з димеризації останнього [12] :

H + O 3 → H O 2 ⋅ + O {\ displaystyle {\ mathsf {H + O_ {3} \ rightarrow HO_ {2} \ cdot + O}}} 2 H O 2 ⋅ → H 2 O 2 + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2HO_ {2} \ cdot \ rightarrow H_ {2} O_ {2} + O_ {2}}}}

Озон може утворювати неорганічні озоніди , Що містять аніон O3-. Ці сполуки вибухонебезпечні і можуть зберігатися тільки при низьких температурах. Відомі озоніди всіх лужних металів (крім франція). KO3 , RbO3 і CsO3 можуть бути отримані з відповідних супероксидів :

K O 2 + O 3 → K O 3 + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {KO_ {2} + O_ {3} \ rightarrow KO_ {3} + O_ {2}}}}

озоніди калію може бути отриманий і іншим шляхом з гідроксиду калію [13] :

2 KOH + 5 O 3 → 2 KO 3 + 5 O 2 + H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {2KOH + 5O_ {3} \ rightarrow 2KO_ {3} + 5O_ {2} + H_ {2} O}} }

NaO3 і LiO3 можуть бути отримані дією CsO3 в рідкому аміаку NH3 на іонообмінні смоли , Що містять іони Na ​​+ або Li + [14] :

C s O 3 + N a + → C s + + N a O 3 {\ displaystyle {\ mathsf {CsO_ {3} + Na ^ {+} \ rightarrow Cs ^ {+} + NaO_ {3}}}}

Обробка озоном розчину кальцію в аміаку призводить до утворення озоніди амонію , А не кальцію [12] :

3 C a + 10 NH 3 + 7 O 3 → C a ⋅ 6 NH 3 + C a (OH) 2 + C a (NO 3) 2 + 2 NH 4 O 3 + 3 O 2 + 2 H 2 O {\ displaystyle {\ 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}}}

Озон може бути використаний для видалення заліза і марганцю з води з утворенням осаду (відповідно гідроксиду заліза (III) і діоксігідрата марганцю ), Який може бути відділений фільтруванням:

2 F e 2 + + O 3 + 5 H 2 O → 2 F e (OH) 3 ↓ + O 2 + 4 H + {\ displaystyle {\ mathsf {2Fe ^ {2 +} + O_ {3} + 5H_ { 2} O \ rightarrow 2Fe (OH) _ {3} \ downarrow + O_ {2} + 4H ^ {+}}}} 2 M n 2 + + 2 O 3 + 4 H 2 O → 2 M n O (OH) 2 ↓ + 2 O 2 + 4 H + {\ displaystyle {\ mathsf {2Mn ^ {2 +} + 2O_ {3} + 4H_ {2} O \ rightarrow 2MnO (OH) _ {2} \ downarrow + 2O_ {2} + 4H ^ {+}}}}

У кислих середовищах окислення марганцю може йти до перманганату .

Озон перетворює токсичні ціаніди в менш небезпечні ціанати :

C N - + O 3 → C N O - + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {CN ^ {-} + O_ {3} \ rightarrow CNO ^ {-} + O_ {2}}}}

Озон може повністю розкладати сечовину [15] :

(NH 2) 2 CO + O 3 → N 2 + CO 2 + 2 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {(NH_ {2}) _ {2} CO + O_ {3} \ rightarrow N_ {2} + CO_ {2} + 2H_ {2} O}}}

Взаємодія озону з органічними сполуками з активованим або третинним атомом вуглецю при низьких температурах призводить до відповідних гідротріоксідам .

Озон утворюється в багатьох процесах, що супроводжуються виділенням атомарного кисню, наприклад при розкладанні перекисів, окисленні фосфору і т.п.

У промисловості його отримують з повітря або кисню в озонаторах дією електричного розряду. Зріджується O3 легше, ніж O2, і тому їх можна легко поділити. озон для озонотерапії в медицині отримують тільки з чистого кисню. При опроміненні повітря жорстким ультрафіолетовим випромінюванням утворюється озон. Той же процес протікає у верхніх шарах атмосфери , Де під дією сонячного випромінюванняутворюється і підтримується озоновий шар .

У лабораторії озон можна отримати взаємодією охолодженої концентрованої сірчаної кислоти з пероксидом барію [7] :

3 H 2 SO 4 + 3 B a O 2 → 3 B a SO 4 + O 3 + 3 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {3H_ {2} SO_ {4} + 3BaO_ {2} \ rightarrow 3BaSO_ {4 } + O_ {3} + 3H_ {2} O}}}

Висока окислююча здатність озону і утворення в багатьох реакціях з його участю вільних радикалів кисню визначають його високу токсичність. Вплив озону на організм є загальнийтоксичними, дратівливим, канцерогенну і мутагенну, а також може призводити до передчасної смерті [16] .

Найбільш небезпечний вплив високих концентрацій озону в повітрі:

• на органи дихання прямим подразненням;

Озон в Російській Федерації віднесений до першого, найвищого класу небезпеки шкідливих речовин. Нормативи по озону:

• максимальна разова гранично допустима концентрація (ГДК м.р.) в атмосферному повітрі населених місць 0,16 мг / м³ [17] ;
• середньодобова гранично допустима концентрація (ГДК с.с.) в атмосферному повітрі населених місць 0,03 мг / м³ [17] ;
• гранично допустима концентрація (ГДК) в повітрі робочої зони 0,1 мг / м³.
• Мінімальна смертельна концентрація ( LC50 ) - 4,8 ppm

При цьому, поріг людського нюху наближено дорівнює 0,01 мг / м³ [18] .

Озон ефективно вбиває цвіль і бактерії.

Застосування озону зумовлене його властивостями:

• сильного окисляє реагенту:
  • для стерилізації виробів медичного призначення;
  • при отриманні багатьох речовин в лабораторної та промислової практиці;
  • для відбілювання паперу;
  • для очищення масел.
• сильного дезинфікуючого засобу:
  • для очищення води і повітря від мікроорганізмів (озонування);
  • для дезінфекції приміщень і одягу;
  • для озонування розчинів, що застосовуються в медицині (як для внутрішньовенного, так і для контактного застосування).

суттєвими перевагами озонування , порівняно з хлоруванням , Є відсутність [18] токсинів в обробленій воді (тоді як під час хлорування можливе утворення істотного кількості хлорорганічних сполук, багато з яких токсичні, наприклад, діоксин ) І найкраща, в порівнянні з киснем, розчинність в воді.

За заявами озонотерапевтів, здоров'я людини значно поліпшується при лікуванні озоном (зовнішньо, перорально , внутрішньовенно і екстракорпоральне ), Проте жодне об'єктивне клінічне дослідження не підтвердило скільки-небудь виражений терапевтичний ефект. Більш того, при використанні озону в якості лікарського засобу (особливо при безпосередньому впливі на кров пацієнта ) Доведений ризик його мутагенного , канцерогенного і токсичного впливу переважує будь-які теоретично можливі позитивні ефекти, тому практично у всіх розвинених країнах озонотерапія не зізнається лікарським методом, а її застосування в приватних клініках можливо виключно з інформованої згоди пацієнта [19] .

У XXI столітті багато фірм почали випуск так званих побутових озонаторів, призначених також для дезінфекції приміщень (підвалів, кімнат після вірусних захворювань, складів, заражених бактеріями і грибками речей), часто замовчуючи про запобіжні заходи, необхідних при застосуванні даної техніки [ Джерело не вказано 2603 дня ].

Застосування рідкого озону [ правити | правити код ]

Давно розглядається застосування озону в якості високоенергетичного і разом з тим екологічно чистого окислювача в ракетній техніці [20] . Загальна хімічна енергія, що звільняється при реакції згоряння за участю озону, більше, ніж для простого кисню, приблизно на одну чверть (719 ккал / кг). Більше буде, відповідно, і питомий імпульс . У рідкого озону велика щільність , Ніж у рідкого кисню (1,35 і 1,14 г / см3 відповідно), а його Температура кипіння вище (-112 ° C і -183 ° C відповідно), тому в цьому відношенні перевагу в якості окислювача в ракетній техніці більше у рідкого озону. Однак перешкодою є хімічна нестійкість і вибухонебезпечність рідкого озону з розкладанням його на O і O2, при якому виникає рухається зі швидкістю близько 2 км / с детонационная хвиля і розвивається руйнівний детонационное тиск більше 3 · 107 дин / см2 (3 МПа), що робить застосування рідкого озону неможливим при нинішньому рівні техніки, за винятком використання стійких кисень-озонових сумішей (до 24% озону). Перевагою такої суміші також є більший питомий імпульс для водневих двигунів, в порівнянні з озон-водневими [21] . На сьогоднішній день такі високоефективні двигуни, як РД-170 , РД-180 , РД-191 , А також розгінні вакуумні двигуни вийшли з УІ на близькі до граничних параметри і для підвищення УІ залишилося можливим перейти на нові види палива.

атмосферне ( стратосферний ) Озон є продуктом впливу сонячного випромінювання на атмосферне (О2) кисень. Однак тропосферний озон є забруднювачем, який може загрожувати здоров'ю людей і тварин, а також пошкоджує рослини.

Вважається що блискавки Кататумбо є найбільшим одиночним генератором тропосферного озону на Землі.

1. ↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 Лунін, 1998..
2. ↑ Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. ss. 91-100. Auflage. de Gruyter, 1985, S. 460.
3. ↑ 1 2 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0476.html
4. ↑ Takehiko Tanaka; Yonezo Morino. Coriolis interaction and anharmonic potential function of ozone from the microwave spectra in the excited vibrational states // Journal of Molecular Spectroscopy. - 1970. - Vol. 33. - P. 538-551.
5. ↑ Kenneth M. Mack; JS Muenter. Stark and Zeeman properties of ozone from molecular beam spectroscopy // Journal of Chemical Physics . - 1977. - Vol. 66. - P. 5278-5283.
6. ↑ 1 2 3 С. С. Колотов , Д. І. Менделєєв . озон // Енциклопедичний словник Брокгауза і Ефрона : В 86 т. (82 т. І 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.
7. ↑ 1 2 Отримання озону і його визначення - відеоопит в Єдиній колекції цифрових освітніх ресурсів
8. ↑ Довідник хіміка, т. II. Л., «Хімія», 1971.
9. ↑ Карякін Ю. В., Ангелів І. І. Чисті хімічні речовини. - М.: Хімія, 1974.
10. ↑ Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion? Читальний зал 1 червня 2006 року.
11. ↑ Платіні не окислюється озоном, але каталізує його розкладання.
12. ↑ 1 2 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» Pg 44-49
13. ↑ Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry». - 2005. - P. 439.
14. ↑ Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry». - 2005. - P. 265
15. ↑ Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» Pg 259, 269-270
16. ↑ National Academy of Sciences: Link Between Ozone Air Pollution and Premature Death Confirmed
17. ↑ 1 2 Гранично допустимі концентрації (ГДК) забруднюючих речовин в атмосферному повітрі населених місць. Гігієнічні нормативи 2.1.6.1338-03 (неопр.) (Недоступна посилання). Дата звернення 21 листопада 2012. Читальний зал 3 грудня 2013 року.
18. ↑ 1 2 Озон - мирне зброю XXI століття - Костромської науково-дослідний інститут сільського господарства
19. ↑ Questionable methods of cancer management: hydrogen peroxide and other 'hyperoxygenation' therapies архівна копія від 7 липня 2010 року на Wayback Machine , American Cancer Society
20. ↑ Перспективні окислювачі. (неопр.) (Недоступна посилання). Дата звернення 24 грудня 2009. Читальний зал 3 листопада 2009 року.
21. ↑ The Dynamics of Unsteady Detonation in Ozone

• Розумовський С. Д., Заїка Г. Е. Озон і його реакції з органічними сполуками (кінетика і механізм). - М.: Наука, 1974. - 322 с.
• Лунін В. В., Попович М. П., Ткаченко С. Н. Фізична хімія озону . - М.: МГУ, 1998. - 480 с. - ISBN 5-211-03719-7 .