Ozon

S Vikipedije, slobodne enciklopedije
Ukoliko ste tražili drugo hemijsko jedinjenje, pogledajte članak O3.
Ukoliko ste tražili kanton u Francuskoj, pogledajte članak Kanton Ozon.
Ozon
Skeletal formula of ozone with partial charges shown
Ball and stick model of ozone
Ball and stick model of ozone
Spacefill model of ozone
Spacefill model of ozone
Nazivi
IUPAC naziv
Trikiseonik
Drugi nazivi
2λ4-trikiseonik; katena-trikiseonik
Identifikacija
3D model (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.030.051
EC broj 233–069–2
Gmelin Referenca 1101
MeSH Ozone
RTECS RS8225000
UNII
  • InChI=1S/O3/c1-3-2 DaY
    Ključ: CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N DaY
  • InChI=1/O3/c1-3-2
    Ključ: CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYAY
  • [O-][O+]=O
Svojstva
O3
Molarna masa 48,00 g·mol−1
Agregatno stanje Bezbojan do bledoplavog gasa[3]
Miris Opor[3]
Gustina 2,144 mg cm−3 (на 0 °C)
Tačka topljenja −192,2 °C; −313,9 °F; 81,0 K
Tačka ključanja −112 °C; −170 °F; 161 K
1,05 g L−1 (na 0 °C)
Rastvorljivost u drugi rastvarači Veoma rastvoran u CCl4, sumpornoj kiselini
Napon pare 55,7 atm[4] (−1.215 °C (−2.155 °F; −942 K))
Magnetna susceptibilnost +6.7·10−6 cm³/mol
Indeks refrakcije (nD) 1,2226 (tečnost), 1.00052 (gas, STP, 546 nm)[5]
Struktura
Kristalografska grupa C2v
Geometrija molekula Dijagonalan
Oblik molekula (orbitale i hibridizacija) Diedralni
Hibridizacija sp2 za O1
Dipolni moment 0,53 D
Termohemija
238,92 J K−1 mol−1
142,67 kJ mol−1
Opasnosti
GHS piktogrami The environment pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The flame-over-circle pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The health hazard pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The corrosion pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)The skull-and-crossbones pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)
GHS signalne reči Opasnost
H270, H314, H318
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondKod zapaljivosti 0: Neće goreti (npr. voda)Health code 4: Very short exposure could cause death or major residual injury. E.g., VX gasReactivity code 4: Readily capable of detonation or explosive decomposition at normal temperatures and pressures. E.g., nitroglycerin
0
4
4
Smrtonosna doza ili koncentracija (LD, LC):
12,6 ppm (miš, 3 h)
50 ppm (čovek, 30 min)
36 ppm (zec, 3 h)
21 ppm (miš, 3 h)
21,8 ppm (pacov, 3 h)
24,8 ppm (zamorac, 3 h)
4,8 ppm (pacov, 4 h)[6]
Granice izloženosti zdravlja u SAD (NIOSH):
PEL (dozvoljeno)
 TWA 0,1 ppm (0,2 mg/m3)[3]
REL (preporučeno)
 C 0,1 ppm (0,2 mg/m3)[3]
IDLH (trenutna opasnost)
 5 ppm[3]
Srodna jedinjenja
Srodna jedinjenja
 Sumpor-dioksid
Trisumpor
Disumpor monoksid
Ciklični ozon
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25°C [77°F], 100 kPa).
DaY verifikuj (šta je DaYNeN ?)
Reference infokutije

Ozon (O3) je troatomski molekul koji se sastoji od tri atoma kiseonika. Ozon je alotropska modifikacija kiseonika koja je mnogo nestabilnija od uobičajenog dvoatomskog oblika, O2. Na standardnim uslovima ozon je plavičasti gas koji na temperaturi ispod -112 °C prelazi u tamnoplavu tečnost koja dalje ispod -193 °C prelazi u tamnoplavi 'led'. O3 je opšteprisutan u Zemljinoj atmosferi. Premda je količina ozona u atmosferi relativno mala (maksimalne koncentracije ne prelaze 0,001%), njegova važnost za život na Zemlji je ogromna. U Zemljinoj je atmosferi smješten u stratosferi na visini od 20 do 50 km iznad površine Zemlje. Ozon u gornjim slojevima atmosfere sprečava prodor štetnih ultraljubičastih zraka do površine Zemlje, a upravo zbog tog zračenja i nastaje od molekula kiseonika. Bez stratosferskog ozona život na Zemlji ne bi bio moguć.[7][8]

Za razliku od ozona u ozonskom omotaču, koji je neophodan za život na Zemlji, ozon pri tlu je nepoželjan. U manjim količinama iritira očnu sluznicu, grlo, nos i disajne puteve, dok u velikim koncentracijama može biti smrtonosan. Ozon koji nastaje u nižim slojevima atmosfere ili troposferski ozon sastavni je deo gradskoga smoga. Troposferski je ozon u neposrednom dodiru sa živim organizmima. Lako reaguje s drugim molekulama, oštećuje površinsko tkivo biljaka i životinja, pa štetno deluje na ljudsko zdravlje (disajne organe), biljne useve i šume. Zbog sve većeg prometa, količina ozona u troposferi u stalnom je porastu.

Slabo je rastvoran u vodi, dok je u nepolarnim rastvaračima dobro rastvoran. U velikim koncentracijama je vrlo nestabilan. Ozon je gas jakog mirisa (oseti se u vazduhu već pri zapreminskom udelu od 0,0001%). Ozon je snažan oksidacioni agens što je u vezi sa njegovom nestabilnošću pri čemu prelazi u običan dvoatomski kiseonik: 2 O3 → 3 O2. Ova reakcija se ubrzava sa porastom temperature i padom pritiska. Ozon može da nastane iz O2 električnim pražnjenjem u atmosferi ili pod uticajem visokoenergijskog elektromagnetnog zračenja. Brojni električni uređaji mogu da generišu ozon, posebno oni koji koriste visoki napon poput laserskih štampača, mašina za fotokopiranje ili lučno zavarivanje. Svi električni motori koji koriste četkice stvaraju izvesnu količinu ozona manje više proporcionalnu veličini i snazi motora.

Ozon je najjače oksidacijsko sredstvo posle fluora i vrlo je otrovan. Služi za sterilizaciju vode, operacijskih, bioskopskih i sportskih dvorana, te pozorišta, zatim u farmaceutskoj, kozmetičkoj, štamparskoj industriji, te industriji papira, tekstila i veštačkih materijala.

Istorija[uredi | uredi izvor]

Ozon je pronašao 1840. godine nemački hemičar Kristijan Fridrih Šenbajn koji mu je nadenuo ime po grčkoj reči za miris, οζω, ozein, zbog karakterističnog mirisa.[9]

Svojstva[uredi | uredi izvor]

Ozon je bledoplavi gas, slabo rastvorljiv u vodi, dok je u nepolarnim rastvaračima dobro rastvoran, kao što su ugljen tetrahlorid (CCl4) ili florougljenici, gde stvara plavi rastvor. Pri temperaturi od -112 °C formira tamnoplavu tečnost, a pri temperaturama nižim od -193 °C prelazi u ljubičasto-crnu čvrstu materiju.[10]

Većina ljudi može osjetiti miris ozona već pri koncentraciji od 0,0001% (po zapremini) u vazduhu, zbog vrlo oštrog mirisa, koji podseća na varikinu. Kod izloženosti od 0,00001% do 0,0001%, stvara glavobolju, iritira očnu sluzokožu, grlo, nos i disajne puteve. I male količine ozona u vazduhu uništavaju prirodnu gumu, plastike i deluje štetno na disajne puteve životinja.[11]

Ozon je dijamagnetična materija, dok je molekularni kiseonik O2 paramagnetičan.

Struktura[uredi | uredi izvor]

Zahvaljujući rezultatima rotacijske spektroskopije, poznato je da ozon nije planaran molekul, već da nalikuje na molekul vode. Razmak O – O veze je 127,2 pm. Ugao O – O – O je 116,78°. Ozon je polarni molekul, s dipolnim momentum od 0,53 D (debaja). To je molekul koji ima jednu jednostruku i jednu dvostruku vezu.[12][13]

Resonance Lewis structures of the ozone molecule

Hemijske reakcije[uredi | uredi izvor]

Ozon je vrlo snažan oksidans, puno jači od O2. Nestabilan je kod većih koncentracija, raspadajući se na dvoatomni kiseonik (sa vremenom poluraspada od oko pola sata pri atmosferskim uslovima):[14]

2 O3 → 3 O2

Taj se proces ubrzava s povećanjem temperature i pritiska. Brzo izgaranje ozona može pobuditi iskra, i javlja se kod koncentracije od 10% ili više.[15]

Hemijske reakcije s metalima[uredi | uredi izvor]

Ozon se oksiduje s većinom metala (osim zlata, platine i iridijuma), čime se metali dovode na veći stepen oksidacije. Na primer:

2 Cu+ + 2 H3O+ + O3 → 2 Cu2+ + 3 H2O + O2

Hemijske reakcije s azotom i jedinjenjima ugljenika[uredi | uredi izvor]

Ozon se oksiduje sa azotnim oksidom i azot-dioksidom:

NO + O3 → NO2 + O2

Ta reakcija je povezana s pojavom hemoluminiscencije. NO2 se dalje oksiduje:

NO2 + O3 → NO3 + O2

NO3 dalje reaguje sa NO2 i formira azot pentoksid N2O5.

Čvrsti azot-dioksid perhlorat se može dobiti iz gasova NO2, ClO2, i O3:

2 NO2 + 2 ClO2 + 2 O3 → 2 NO2ClO4 + O2

Ozon ne reaguje sa solima amonijaka, ali se oksiduje amonijakom u amonijum nitrat:

2 NH3 + 4 O3 → NH4NO3 + 4 O2 + H2O

Ozon reaguje s ugljenikom, da bi stvorio ugljen-dioksid, čak i na sobnim temperaturama:

C + 2 O3 → CO2 + 2 O2

Hemijske reakcije sa jedinjenjima sumpora[uredi | uredi izvor]

Ozon oksiduje sulfide da bi stvorio sulfate. Na primer, olovo(II) sulfid se oksiduje u olovo(II) sulfat:

PbS + 4 O3 → PbSO4 + 4 O2

Sumporna kiselina se može dobiti od ozona, vode i elemenata kao što je sumpor ili sumpor-dioksid:

S + H2O + O3 → H2SO4
3 SO2 + 3 H2O + O3 → 3 H2SO4

Sa sumporvodonikom, u gasovitoj fazi, ozon će stvoriti sumpor-dioksid:

H2S + O3 → SO2 + H2O

Sa sumporvodonikom, u tečnoj fazi, dve istovremene reakcije se javljaju, kod jedne se stvara sumpor, a kod druge sumporna kiselina:

H2S + O3 → S + O2 + H2O
3 H2S + 4 O3 → 3 H2SO4

Hemijske reakcije s ostalim materija[uredi | uredi izvor]

Sva tri atoma kiseonika mogu da reaguju, kao u reakciji kalaj(II) hlorida sa hlorovodoničnom kiselinom i ozonom:

3 SnCl2 + 6 HCl + O3 → 3 SnCl4 + 3 H2O

Jodov perhlorat se može dobiti rastvaranjem joda u hladnoj perhloratnoj kiselini i s ozonom:

I2 + 6 HClO4 + O3 → 2 I(ClO4)3 + 3 H2O

Izgaranje[uredi | uredi izvor]

Ozon se može koristiti za izgaranje, budući da stvara više temperature od dvoatomnog kiseonika O2. Sledeća reakcija prikazuje izgaranje ugljenikovog subnitrida, koji stvara više temperature:

3C4N2 + 4 O3 → 12 CO + 3 N2

Ozon može da reaguje pri vrlo niskim temperaturama, tako kod −196 °C, atomski vodonik reaguje s tečnim ozonom, stvarajući vodonikov superoksid radikal:[16]

H + O3 → HO2 + O
2 HO2 → H2O4

Stvaranje ozonida[uredi | uredi izvor]

Redukcijom ozona stvara se anjon ozonid O3–. Derivati tih anjona su eksplozivni i moraju se čuvati na vrlo niskim temperaturama. Ozonidi svih alkalnih metala su poznati, kao KO3, RbO3, i CsO3:

KO2 + O3 → KO3 + O2

Iako se KO3 može dobiti na gornji način, on se takođe može dobiti iz kalijum hidroksida i ozona:

2 KOH + 5 O3 → 2 KO3 + 5 O2 + H2O

NaO3 i LiO3 se mora pripremiti delovanjem CsO3 u tečnom NH3, na jonoizmenjivačkoj smoli, koja sadrži jone Na+ ili Li+:

CsO3 + Na+ → Cs+ + NaO3

Rastvor kalcijuma u amonijaku reaguje s ozonom stvarajući amonijak ozonid, a ne kalcijum ozonid:

3 Ca + 10 NH3 + 6 O3 → Ca·6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2 NH4O3 + 2 O2 + H2

Primena[uredi | uredi izvor]

Ozon se može koristiti za uklanjanje mangana iz vode, stvarajući talog, koji se može ukloniti filtriranjem:

2 Mn2+ + 2 O3 + 4 H2O → 2 MnO(OH)2 (s) + 2 O2 + 4 H+

Slično tome ozon može ukloniti cijanide, pretvarajući ih u cijanate, koji su znatno manji otrovni:

CN- + O3 → CNO- + O2

Ozon može potpuno da rastavi ureu:[16]

(NH2)2CO + O3 → N2 + CO2 + 2 H2O

Ozon razlaže alkene, čime se dobija karbonilna grupa:

A generalized scheme of ozonolysis
A generalized scheme of ozonolysis

Ozon u Zemljinoj atmosferi[uredi | uredi izvor]

Raspodela atmosferskog ozona u zavisnosti od nadmorske visine, mereno sa satelita Nimbus-7
Apsorpcija UV zračenja u ozonskim sloju
Ozonska rupa iznad Antarktika 6. 9. 2000.

Dobsonova jedinica je jedinica u kojoj se najčešće izražava količina ozona u atmosferi. Količina ozona u atmosferi izražena u DU jednaka je ukupnoj količini O3 koja se nalazi u vertikalnom stubu vazduha koji se proteže od tla do vrha atmosfere. Kada bi se sav ozon iz vertikalnog stuba doveo na standardne uslove ne menjajući pri tom veličinu baze stuba, stub ozona visok 0,01 mm bio bi jednak jednom DU. Uobičajena količina ozona u atmosferi je 300 DU.

Ozonski omotač[uredi | uredi izvor]

Glavni članak: Čapmanov ozonski ciklus

Najveća koncentracija ozona u atmosferi je u stratosferi i ona se naziva ozonski omotač, a to je između 10 do 50 km iznad Zemljine površine (stratosferski ozon). Premda je količina ozona u atmosferi relativno mala (maksimalne koncentracije ne prelaze 0,001%), njegova važnost za život na Zemlji je ogromna. To je filter za ultraljubičasto zračenje sa Sunca, koje ima talasnu dužinu manju od 320 nm (UVB i UVC). Osim ozona ni jedan od preostalih sastojaka atmosfere ne apsorbuje UV zračenje u rasponu od 240 do 290 nm. Kad bi to zračenje došlo do Zemljine površine, oštetilo bi genetski materijal (DNK), a fotosinteza, koja je neophodna za biljni svet, bila bi onemogućena.

Ozon u stratosferi nastaje uglavnom delovanjem ultraljubičastog zračenja sa Sunca, koje reaguje s dvoatomnim kiseonikom O2:

O2 + foton (UV zračenje < 240 nm) → 2 O
O + O2 + M → O3 + M

Ozon se u istom ciklusu raspada reakcijom s jednoatomnim kiseonikom O:

O3 + O → 2 O2

Zadnja reakcija se odvija uz prisustvo katalizatora, a to su prisutni slobodni radikali u atmosferi, od kojih su najvažniji hidroksil (OH), azotni oksid (NO), atomski hlor (Cl) i brom (Br). Sredinom sedamdesetih godina 20. veka nad Antarktikom je u ozonskom omotaču uočeno veliko smanjenje koncentracije ozona (ozonske rupe) s obzirom na ranija razdoblja. Hemičari atmosfere pripisuju to smanjenje ljudskom delovanju, odnosno ljudskoj emisiji hlorofluorougljenika (CFC, koji su poznati i pod nazivom freoni). Najveće smanjenje (ponegde čak do 99%) uočeno je na visinama od 14-19 km nad tlom. Kako bi sprečila pogubno delovanje ozonske rupe na život na Zemlji, međunarodna zajednica ulaže velike napore da se emisija CFC svede na minimum.

Troposferski ozon[uredi | uredi izvor]

Poslednjih decenija ozon pri tlu nastaje fotohemijskim reakcijama u urbanoj atmosferi bogatoj azotnim oksidima NO i NO2 (koji se najčešće kraće označavaju sa NOx). NOx, koji su posebno aktivni u atmosferskom ciklusu ozona, u atmosferu dospevaju u većim količinama kao posledica ljudskih aktivnosti (naročito prometa). Stoga se u velikim gradovima s gustim prometom, koji obiluju Sunčevim zračenjem, a nalaze se u toplim i suvim klimama (poput npr. Rima, Tokija, Atine i Los Anđelesa), javlja zagađenje vazduha poznato pod nazivom fotohemijski smog. U tako zagađenoj atmosferi uz O3 i NOx nalaze se i organski nitrati, poput PAN-a (peroksiacetil nitrat CH3C(O)OONO2), oksidirani ugljenovodonici i tzv. fotohemijski aerosol, a nad gradom se zbog velike količine aerosola može videti žućkasto-smeđi oblak, koji je zbog svog čestog pojavljivanja nad Atinom dobio ime nefos (od grčke reči νεφοσ, što znači oblak).[17]

Trajanje troposferskog ozona je otprilike 22 dana. Uglavnom se na kraju taloži na tlo, u obliku hidroksilnih (OH) jedinjenja ili peroksilnih radikala (HO2). Postoje snažni dokazi da povećana koncentracija ozona na tlu dovodi do smanjenih prinosa u poljoprivredi, jer ozon utiče na procese fotosinteze i usporava celokupan rast biljaka.[18][19][20]

Ozonske pukotine[uredi | uredi izvor]

Ozon napada polimere, koji imaju olefinske i dvostruke veze u svojoj lančanoj strukturi, kao što su prirodne i veštačke gume. To izaziva pukotine na njima, koje s vremenom postaju duže i dublje. Rešenje je korištenje voska, koji stvara zaštitni sloj preko gume. Javlja se kod starih automobilskih guma, ali i brtva i O – prstena. Gumene cevi za dovod goriva imaju često taj problem, posebno ako su u blizini električnih uređaja, kao što su jednosmerni elektromotori (kolektor stalno iskri, te stvara ozon).

Ozon kao staklenički gas[uredi | uredi izvor]

Iako je ozon bio prisutan u blizini tla i pre industrijske revolucije, danas su puno veće koncentracije u vazduhu. To uzrokuje zabrinutost, jer u gornjem delu troposfere, ozon deluje kao staklenički gas, upijajući deo infracrvenog zračenja s površine Zemlje. Ozon u troposferi nije jednoliko raspoređen, ali procena Međuvladinog panela o klimatskim promenama govori da iznosi oko 25% od ukupnog dodatnog zračenja što ga ostvaruje ugljen-dioksid.[21][22][23]

Ozon je puno jači staklenički gas od ugljen-dioksida, ali je u manjoj koncentraciji i traje puno kraće od njega. Zbog toga, ozon nema veliki uticaj na globalno zatopljenje, ali u nekim područjima s velikom koncentracijom, stvara i 50% veće dodatno zračenje od CO2.[24]

Vidi još[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  uredi
  2. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  3. ^ a b v g d NIOSH Džepni vodič hemijskih hazarda. „#0476”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH). 
  4. ^ Gas Encyclopedia; Ozone
  5. ^ Cuthbertson, Clive; Cuthbertson, Maude (1914). „On the Refraction and Dispersion of the Halogens, Halogen Acids, Ozone, Steam Oxides of Nitrogen, and Ammonia”. Philosophical Transactions of the Royal Society A. 213 (497–508): 1—26. Bibcode:1914RSPTA.213....1C. doi:10.1098/rsta.1914.0001. Pristupljeno 4. 2. 2016. 
  6. ^ „Ozone”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  7. ^ "Ozone - Good Up High Bad Nearby"
  8. ^ "Ground-level Ozone"
  9. ^ „Today in Science History”. Arhivirano iz originala 9. 5. 2006. g. Pristupljeno 10. 5. 2006. 
  10. ^ "Oxygen" [1] Arhivirano na sajtu Wayback Machine (14. februar 2008) 2006.
  11. ^ Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay Jr., Bruce E. Bursten, Julia R. Burdge: "Chemistry: The Central Science", 2003.,publisher = Pearson Education
  12. ^ Tanaka Takehiko, Morino Yonezo: "Coriolis interaction and anharmonic potential function of ozone from the microwave spectra in the excited vibrational states", journal = Journal of Molecular Spectroscopy, 1970.
  13. ^ Mack Kenneth M., Muenter J. S.: "Stark and Zeeman properties of ozone from molecular beam spectroscopy", journal = Journal of Chemical Physics, 1977.
  14. ^ [2] Arhivirano na sajtu Wayback Machine (1. jun 2006) "Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion?" Goddard Space Flight Center, National Aeronautics and Space Administration, 2008.
  15. ^ [url=http://www.iitk.ac.in/che/jpg/papersb/full%20papers/K-106.pdf%7Cdoi=10.1016/j.jlp.2005.07.020[mrtva veza] Explosion properties of highly concentrated ozone gas], 2005., Koike K., Nifuku M., Izumi K., Nakamura S., Fujiwara S., Horiguchi S., journal=Journal of Loss Prevention in the Process Industries
  16. ^ a b "Ozone" Horvath M., Bilitzky L., Huttner J., 1985.
  17. ^ WHO-Europe reports: [3] Arhivirano na sajtu Wayback Machine (9. septembar 2005) "Health Aspects of Air Pollution", 2003.
  18. ^ Stevenson: [4] Arhivirano na sajtu Wayback Machine (4. novembar 2011) "Multimodel ensemble simulations of present-day and near-future tropospheric ozone", publisher=American Geophysical Union, 2006.
  19. ^ [5] "Rising Ozone Levels Pose Challenge to U.S. Soybean Production, Scientists Say", publisher=NASA Earth Observatory, 2006.
  20. ^ Mutters Randall [6] Arhivirano na sajtu Wayback Machine (17. februar 2004) "Statewide Potential Crop Yield Losses From Ozone Exposure", publisher=California Air Resources Board, 2006.
  21. ^ [7] Arhivirano na sajtu Wayback Machine (24. avgust 2006) "Tropospheric Ozone in EU - The consolidated report", publisher=European Environmental Agency, 2006.
  22. ^ "Atmospheric Chemistry and Greenhouse Gases", [8] Arhivirano na sajtu Wayback Machine (10. jul 2006) publisher=Intergovernmental Panel on Climate Change, 2006.
  23. ^ Change 2001[mrtva veza] publisher=Intergovernmental Panel on Climate Change, 2006.
  24. ^ "Life Cycle Assessment Methodology Sufficient to Support Public Declarations and Claims, Committee Draft Standard, Version 2.1. Scientific Certification Systems", 2011.

Literatura[uredi | uredi izvor]

  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  • Series in Plasma Physics: Non-Equilibrium Air Plasmas at Atmospheric Pressure. Edited by K.H. Becker, U. Kogelschatz, K.H. Schoenbach, R.J. Barker; Bristol and Philadelphia. . Institute of Physics Publishing Ltd. ISBN 978-0-7503-0962-2. ; 2005
  • United States. Environmental Protection Agency. Risk and Benefits Group. (August 2014). Health Risk and Exposure Assessment for Ozone: Final Report.

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]

Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Озон&oldid=27549091”