Перегляд вихідного коду сторінки Озон

[[Файл:Ozone-1,3-dipole.png|thumb|Просторова формула озону]]
[[File:Liquid ozone.png|thumb|У зрідженому стані озон має блакитно-фіолетовий колір]]
{{Otheruses}}

'''Озо́н''' ({{lang-en|ozone}}, {{lang-de|Ozon}})&nbsp;— алотропна модифікація [[Кисень|кисню]] (О<sub>3</sub>). Газ блакитного кольору, має характерний запах "свіжості". Синтезується у верхніх шарах атмосфери та має велике значення для поглинання частини ультрафіолетового випромінювання. Є сильним окисником, отруйний для людини, у приземних шарах атмосфери, наряду з {{нп|Пилові частки|пилом|en|Particulates}}, оксидами азоту та сірки є [[Забруднення повітря|забрудником повітря]]<ref name="na_1">{{cite web|url=https://www.nature.com/articles/s41597-023-02135-w|website=nature.com|title=SensEURCity: A multi-city air quality dataset collected for 2020/2021 using open low-cost sensor systems|language=en}}</ref>.

== Загальна характеристика ==
В нижніх шарах [[Атмосфера Землі|атмосфери]] його вміст незначний. Найбільша його концентрація в [[стратосфера|стратосфері]] між висотами 10 і 40&nbsp;[[Кілометр|км]]. Озон значно поглинає [[ультрафіолетове випромінювання]] з [[електромагнітна хвиля#Шкала електромагнітних хвиль|довжиною хвилі]] в інтервалі 200—300&nbsp;нм.

[[Проста речовина]], [[Алотропія|алотропна]] видозміна кисню. Назва походить від грецького слова «озеін», що означає «пахучий». Озон відкритий в 1840&nbsp;р. [[Крістіан Фрідріх Шенбейн|Шенбейном]]. Хімічно-активний [[газ]] синього кольору з різким запахом, сильний [[Окисник|окиснювач]]. При великих концентраціях розкладається з [[вибух]]ом. Утворюється з кисню при [[Газовий розряд|електричному розряді]] (наприклад, під час [[гроза|грози]]). Основна маса озону знаходиться у верхньому шарі [[Атмосфера Землі|атмосфери]]&nbsp;— [[озоносфера|озоносфері]], на висоті від 10 до 50&nbsp;км із максимумом концентрації на висоті 20-25&nbsp;км. Цей шар охороняє живі організми [[Земля|Землі]] від шкідливого впливу короткохвильової [[ультрафіолетове випромінювання#Біологічна дія|ультрафіолетової радіації]] [[Сонце|Сонця]] (може викликати рак шкіри). Зараз під впливом різних агресивних факторів, як-от польоти космічних ракет, висотних літаків, викидання в атмосферу [[фреони|хлорфторвуглеців]] тощо, цей шар руйнується, що може негативно вплинути на жителів Землі. У багатьох країнах використання таких речовин, що входять у різні [[аерозолі]], заборонено. Тим часом озоновому шару притаманна і властивість самовідновлення<ref>{{Cite web |url=http://ozone.unep.org/Assessment_Panels/SAP/SAP2014_Assessment_for_Decision-Makers.pdf |title=Звіт Всесвітньої метеорологічної організації за 2014 р. {{ref-en}} |accessdate=11 серпня 2016 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20160708231408/http://ozone.unep.org/Assessment_Panels/SAP/SAP2014_Assessment_for_Decision-Makers.pdf |archivedate=8 липня 2016 |deadurl=yes }}</ref>.

[[Температура кипіння]] озону −112&nbsp;°C; вага 1 л&nbsp;— 2,14&nbsp;г. Утворює озоніди (сполуки лужних металів і амонію, які містять аніони О{{su|p=&ndash;|b=3}}). Легко розкладається (О<sub>3</sub> → О + О<sub>2</sub>). Вміст у повітрі: влітку&nbsp;— до 7&middot;10<sup>−6</sup>% об'ємних, взимку&nbsp;— 2&middot;10<sup>−6</sup>%. Бактерицидний засіб. Є мутагеном. Гранично допустима концентрація у повітрі&nbsp;— 0,1-0,16 мг/м<sup>3</sup>.

== Історія відкриття ==
Вперше озон виявив у [[1785|1785 році]] голландський фізик {{Нп|Мартін ван Марум||ru|Ван Марум, Мартин}} за характерним запахом і [[Окисник|окислювальним властивостям]], яких набуває [[повітря]] після [[Газовий розряд|пропускання через нього]] [[Електрика|електричних]] [[Іскровий розряд|іскор]], а також за здатністю діяти на ртуть за звичайної температури, внаслідок чого вона втрачає свій блиск і починає прилипати до скла<ref name="эсбе">{{ВТ-ЕСБЕ|Озон|{{нп|Колотов Сергій Сильвестрович|С.&nbsp;С.&nbsp;Колотов|ru|Колотов, Сергей Сильвестрович}}, [[Менделєєв Дмитро Іванович|Д.&nbsp;И.&nbsp;Менделеев]]}}</ref>. Однак як нова [[Хімічна сполука|речовина]] він описаний не був, ван Марум вважав, що утворюється особлива «електрична матерія».

Термін ''озон'' був запропонований німецьким хіміком [[Крістіан Фрідріх Шенбейн|К.&nbsp;Ф.&nbsp;Шенбейном]] у [[1840|1840 році]] за його пахучість, увійшов до словників наприкінці XIX століття. Багато джерел саме йому віддають пріоритет відкриття озону в [[1839|1839 році]]. У 1840 році Шенбейн показав здатність озону витісняти [[йод]] з [[Йодид калію|йодиду калію]]<ref name="эсбе" />:

:: <math>\mathsf{O_3 + H_2O + 2KI \rightarrow O_2 + 2KOH + I_2}</math>

Цю реакцію використовують для [[Якісний аналіз|якісного виявлення]] озону за допомогою фільтрувального паперу, просоченого сумішшю розчинів [[Крохмаль|крохмалю]] і йодиду калію (йодокрахмального паперу)&nbsp;— він в озоні синіє завдяки взаємодії виділеного йоду з крохмалем<ref name="Opyt">[http://school-collection.edu.ru/catalog/res/c66409b1-ef76-1ad6-b8b0-6e8a5570ffd9/ Отримання озону та його визначення]&nbsp;— відеодослід в Єдиній колекції цифрових освітніх ресурсів</ref>.

Факт зменшення об'єму газу при перетворенні кисню на озон експериментально довели в 1860 році [[Томас Ендрюс (хімік)|Ендрюс]] і [[Пітер Гатрі Тет|Тет]] за допомогою скляної трубки з манометром, наповненої киснем, з упаяними в неї платиновими провідниками для отримання електричного розряду<ref name="эсбе" />.

== Фізичні властивості ==
* [[Молекулярна маса]]&nbsp;— 48 [[Атомна одиниця маси|а.о.м.]]
* [[Густина]] газу за нормальних умов 2,1445 г/дм³. Відносна густина газу за киснем 1,5; за повітрям 1,62 (1,658<ref>Довідник хіміка, т. II. Л., «Хімія», 1971</ref>).
* Густина рідини при -188&nbsp;°C (85,2 К) становить 1,59(7)&nbsp;г/см³.
* Густина твердого озону при -195,7 °С (77,4 К) дорівнює 1,73(2)&nbsp;г/см³.
* [[Температура кипіння]] -111,8(3)&nbsp;°C (161,3 К). Рідкий озон&nbsp;— темно-фіолетового кольору.
* [[Температура плавлення]] -197,2(2)&nbsp;°С (75,9 К). Значення -251,4&nbsp;°C (21,7 К), яке іноді наводять, є хибним, оскільки при його отриманні не враховувалася велика здатність озону до переохолодження<ref>{{книга-ру
|автор=Карякин Ю. В., Ангелов И. И.
|заглавие=Чистые химические вещества
|место=М.
|издательство=Химия
|год=1974
}}</ref>. За іншими даними {{Nobr|{{math|''T''пл}} {{=}} −192,5(4) °С}} {{Nobr|(80,6 К)}}. У твердому стані чорного кольору з фіолетовим відблиском.
* [[Критична точка|Критична температура]] -12,0&nbsp;°С (261,1 К).
* [[Критичний тиск]] 51,6 атм.
* [[Коефіцієнт дифузії]] (при 300 К, 1 атм) 0,157 см²/с.
* [[Теплота плавлення]] 2,1 кДж/моль.
* [[Питома теплота пароутворення|Теплота випаровування]] при температурі кипіння в різних джерелах вказується від 11,17 до 15,19 кДж/моль; при 90 К від 15,27 до 16,6 кДж/моль.
* [[Розчинність]] у [[Вода|воді]] при 0 °С&nbsp;— 0,394&nbsp;кг/м³ (0,494&nbsp;л/кг), вона в 10 разів вища в порівнянні з киснем. Позірна розчинність сильно залежить від чистоти води, оскільки домішки каталізують розпад озону.
* Рідкий озон змішується у всіх відношеннях з рідкими [[аргон]]ом, [[азот]]ом, [[фтор]]ом, [[метан]]ом, [[Діоксид вуглецю|вуглекислотою]], [[Тетрахлорометан|тетрахлорвуглецем]]. Змішується з рідким киснем у всіх відношеннях за температури вище від 93 К, нижче від цієї температури розчин розшаровується на дві фази.
* Добре розчиняється у [[Фреони|фреонах]], утворюючи стабільні розчини (використовується для зберігання та перевезення).
* [[Енергія іонізації|Потенціал іонізації]] молекули 12,52&nbsp;еВ.
* В газоподібному стані озон [[Діамагнетики|діамагнітний]], в рідкому&nbsp;— [[Парамагнетизм|слабопарамагнітний]].
* [[Запах]] різкий, специфічний «металевий» (за [[Менделєєв Дмитро Іванович|Менделєєвим]]&nbsp;— «запах [[Ракоподібні|раків]]»). За великих концентрацій нагадує запах [[хлор]]у. Запах відчувається навіть при розведенні 1:100000.

== Хімічні властивості ==
Утворення озону відбувається за оборотною реакцією:

:: <math>\mathsf{3O_2 + 68 kcal/mol (285 kJ/mol) \rightarrow 2O_3}</math>

Молекула O<sub>3</sub> нестійка і за достатніх концентрацій у повітрі за нормальних умов мимовільно за кілька десятків хвилин<ref>{{Cite web |url=http://gcmd.gsfc.nasa.gov/Resources/FAQs/ozone.html |title=Earth Science FAQ: Where can I find information about the ozone hole and ozone depletion? |accessdate=31 березня 2019 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20060601061532/http://gcmd.gsfc.nasa.gov/Resources/FAQs/ozone.html |archivedate=1 червня 2006 |deadurl=yes }}</ref> перетворюється на O<sub>2</sub> з виділенням тепла. Підвищення температури і зниження тиску збільшують швидкість переходу в двоатомний стан. За великих концентрацій перехід може мати [[вибух]]овий характер. Контакт озону навіть з малими кількостями органічних речовин, деяких металів або їх [[Оксиди|оксидів]] різко прискорює перетворення.

У присутності невеликих кількостей HNO<sub>3</sub> озон стабілізується, а в герметичних посудинах зі скла, деяких пластмас або чистих металів озон за низьких температур (-78 °С) практично не розкладається.

Озон&nbsp;— потужний [[Окисник|окислювач]], набагато більш реакційноздатний, ніж двоатомний кисень. Окислює майже всі [[метали]] (за винятком [[Золото|золота]], [[Платина|платини]]<ref>Платина не окиснюється озоном, але каталізує його розкладання.</ref> та [[Іридій|іридію]]) до вищих [[Ступінь окиснення|ступенів окислення]]. Окиснює багато неметалів. Продуктом реакції в основному є кисень.

:: <math>\mathsf{2Cu^{2+} + 2H_3O^+ + O_3 \rightarrow 2Cu^{3+} + 3H_2O + O_2}</math>

Озон підвищує ступінь окислення оксидів:

:: <math>\mathsf{NO + O_3 \rightarrow NO_2 + O_2}</math>

Ця реакція супроводжується [[Хемолюмінесценція|хемілюмінесценцією]]. Діоксид азоту може бути окислений до азотного ангідриду:

:: <math>\mathsf{2NO_2 + O_3 \rightarrow N_2O_5 + O_2}</math>

Озон не реагує з молекулярним азотом за кімнатної температури, але при 295 °С вступає з ним у реакцію:

:: <math>\mathsf{N_2 + O_3 \rightarrow N_2O + O_2}</math>

Озон реагує з [[Вуглець|вуглецем]] за нормальної температури з утворенням [[Діоксид вуглецю|діоксиду вуглецю]]:

:: <math>\mathsf{2C + 2O_3 \rightarrow 2CO_2 + O_2}</math>

Озон не реагує з амонієвими солями, але реагує з [[аміак]]ом з утворенням [[Нітрат амонію|нітрату амонію]]:

:: <math>\mathsf{2NH_3 + 4O_3 \rightarrow NH_4NO_3 + 4O_2 + H_2O}</math>

Озон реагує з [[Водень|воднем]] з утворенням води і кисню:

:: <math>\mathsf{O_3 + H_2 \rightarrow O_2 + H_2O}</math>

Озон реагує з [[Сульфіди|сульфідами]] з утворенням [[Сульфати|сульфатів]]:

:: <math>\mathsf{PbS + 4O_3 \rightarrow PbSO_4 + 4O_2}</math>

За допомогою озону можна отримати [[Сульфатна кислота|сірчану кислоту]] як з елементарної [[Сірка|сірки]], так і з [[Діоксид сірки|діоксиду сірки]] і [[Сірководень|сірководню]]:

:: <math>\mathsf{S + H_2O + O_3 \rightarrow H_2SO_4}</math>
:: <math>\mathsf{3SO_2 + 3H_2O + O_3 \rightarrow 3H_2SO_4}</math>

У газовій фазі озон взаємодіє з [[Сірководень|сірководнем]] з утворенням діоксиду сірки:

:: <math>\mathsf{H_2S + O_3 \rightarrow SO_2 + H_2O}</math>

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

:: <math>\mathsf{H_2S + O_3 \rightarrow S + O_2 + H_2O}</math>

:: <math>\mathsf{3H_2S + 4O_3 \rightarrow 3H_2SO_4}</math>

Всі три атоми кисню в озоні можуть реагувати окремо в реакції {{Нп|Хлорид олова (II)|хлориду олова|ru|Хлорид олова(II)}} з [[Хлоридна кислота|соляною кислотою]] і озоном:

:: <math>\mathsf{3SnCl_2 + 6HCl + O_3 \rightarrow 3SnCl_4 + 3H_2O}</math>

Обробкою озоном розчину [[йод]]у в холодній безводній [[Перхлоратна кислота|хлорній кислоті]] може бути отриманий {{Нп|Перхлорат йоду (III)|перхлорат йоду(III)|ru|Перхлорат иода(III)}}:

:: <math>\mathsf{I_2 + 6HClO_4 + O_3 \rightarrow 2I(ClO_4)_3 + 3H_2O}</math>

Твердий {{Нп|Перхлорат нітронію|перхлорат нітронію|en|Nitronium perchlorate}} може бути отриманий реакцією газоподібних NO<sub>2</sub>, ClO<sub>2</sub> і O<sub>3</sub>:

:: <math>\mathsf{2NO_2 + 2ClO_2 + 2O_3 \rightarrow 2NO_2ClO_4 + O_2}</math>

Озон може брати участь у реакціях [[горіння]], при цьому температури горіння вищі, ніж з двоатомним киснем:

:: <math>\mathsf{3C_4N_2 + 4O_3 \rightarrow 12CO + 3N_2}</math>

Озон може вступати в хімічні реакції і за низьких температур. При 77 K (-196&nbsp;°C, температура кипіння [[Рідкий азот|рідкого азоту]]), атомарний водень взаємодіє з озоном з утворенням гідропероксидного радикала з димеризацією останнього<ref name="Horvath M. 1985. pg 44">Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 44-49</ref>:

:: <math>\mathsf{H + O_3 \rightarrow HO_2\cdot + O}</math>

:: <math>\mathsf{2HO_2 \cdot \rightarrow H_2O_2 + O_2}</math>

Озон може утворювати [[Озоніди|неорганічні озоніди]], що містять аніон O<sub>3</sub><sup>−</sup>. Ці сполуки вибухонебезпечні і можуть зберігатися тільки за низьких температур. Відомі озоніди всіх лужних металів (крім [[Францій|францію]]). {{Нп|Озонід калію|KO<sub>3</sub>|ru|Озонид калия}}, {{Нп|Озонід рубідію|RbO<sub>3</sub>|ru|Озонид рубидия}} і {{Нп|Озонід цезію|CsO<sub>3</sub>|ru|Озонид цезия}} можуть бути отримані з відповідних [[Супероксидний радикал|супероксидів]]:

:: <math>\mathsf{KO_2 + O_3 \rightarrow KO_3 + O_2}</math>

Озонід калію може бути отриманий іншим шляхом з [[Гідроксид калію|гідроксиду калію]]<ref>Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry».&nbsp;— 2005.&nbsp;— P. 439.</ref>:

:: <math>\mathsf{2KOH + 5O_3 \rightarrow 2KO_3 + 5O_2 + H_2O}</math>

NaO<sub>3</sub> і LiO<sub>3</sub> можуть бути отримані дією CsO<sub>3</sub> в рідкому [[аміак]]у NH<sub>3</sub> на [[іонообмінні смоли]], що містять іони Na<sup>+</sup> або Li<sup>+</sup><ref>Housecroft & Sharpe, «Inorganic Chemistry».&nbsp;— 2005.&nbsp;— P. 265</ref>:

:: <math>\mathsf{CsO_3 + Na^+ \rightarrow Cs^+ + NaO_3}</math>

Обробка озоном розчину [[Кальцій|кальцію]] в аміаку призводить до утворення {{iw|озонід амонію|озоніду амонію||Ammonium ozonide}}, а не кальцію<ref name="Horvath M. 1985. pg 44"/>:

:: <math>\mathsf{3Ca + 10NH_3 + 7O_3 \rightarrow Ca\cdot 6NH_3 + Ca(OH)_2 + Ca(NO_3)_2 + 2NH_4O_3 + 3O_2 + 2H_2O}</math>

Озон може бути використаний для видалення [[Залізо|заліза]] і [[Манган|марганцю]] з води з утворенням [[Преципітація (хімія)|осаду]] (відповідно {{нп|Гідроксид заліза(III)|гідроксиду заліза(III)|ru|Гидроксид железа(III)}} і [[Диоксигідрат марганцю|диоксигідрату марганцю]]), який може бути відокремлений фільтруванням:

:: <math>\mathsf{2Fe^{2+} + O_3 + 5H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3\downarrow + O_2 + 4H^+}</math>
:: <math>\mathsf{2Mn^{2+} + 2O_3 + 4H_2O \rightarrow 2MnO(OH)_2\downarrow + 2O_2 + 4H^+}</math>

У кислих середовищах окислення марганцю може йти до [[перманганат]]у.

Озон перетворює токсичні [[ціаніди]] в менш небезпечні [[ціанати]]:

:: <math>\mathsf{CN^- + O_3 \rightarrow CNO^- + O_2}</math>

Озон може повністю розкладати [[Сечовина|сечовину]]<ref>Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. «Ozone.» pg 259, 269—270</ref>:

:: <math>\mathsf{(NH_2)_2CO + O_3 \rightarrow N_2 + CO_2 + 2H_2O}</math>

Взаємодія озону з органічними сполуками з активованим чи третинним атомом вуглецю за низьких температур призводить до утворення відповідних {{нп|Гідротриоксиди|гидротриоксидів|ru|Гидротриоксиды}}.

== Отримання озону ==
В лабораторії озон можна одержати взаємодією охолодженої концентрованої сірчаної кислоти з пероксидом барію<ref name="Opyt" />:

:: <math>\mathsf{3H_2SO_4 + 3BaO_2 \rightarrow 3BaSO_4 + O_3 + 3H_2O}</math>

Озон, як у промисловості, так і в лабораторії, виробляють з кисню за допомогою електричного розряду, в спеціальних приладах&nbsp;— [[озонатор]]ах. Об'ємний вміст озону на виході із озонатора&nbsp;— 5-8&nbsp;% при озонуванні кисню, 1-1,5&nbsp;% при озонуванні [[повітря]]. Озон вищої концентрації (до 50&nbsp;%) можна добути електролізом концентрованих розчинів HClO<sub>4</sub>, H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> на охолоджуваному аноді з Pt чи PbO<sub>2</sub>.

== Застосування озону ==
Використовується у хімічному синтезі, для [[стерилізація|стерилізації]] води, для [[дезінфекція|дезінфекції]] й [[дезодорація|дезодорації]] повітря, [[вибілювання]] тканин, паперу, мінеральних масел тощо…

=== Медичне застосування ===
Застосування озону ґрунтується на його сильній окиснювальній дії і стерилізаційній дії. Під його впливом гинуть не лише бактерії, а й грибки та віруси. Дослідження властивостей озону також показали, що озон можна використовувати в [[медицина|медицині]] для лікування та профілактики багатьох [[захворювання|захворювань]]. Цей метод називається [[озонотерапія|озонотерапією]].

=== Застосування рідкого озону ===
Давно розглядається застосування озону в якості високоенергетичного і разом з тим екологічно чистого [[Окисник|окислювача]] в ракетній техніці<ref>{{Cite web|url=http://dvigz.ru/stati/perspektivnyie-okisliteli.html|title=Перспективные окислители.|accessdate=2009-12-24|archiveurl=https://web.archive.org/web/20091103222932/http://dvigz.ru/stati/perspektivnyie-okisliteli.html|archivedate=2009-11-03}}</ref>. Загальна хімічна енергія, що вивільняється під час реакції [[Горіння|згоряння]] за участі озону, більша, ніж для простого кисню, приблизно на одну чверть ({{Nobr|719 ккал/кг}}). Більшим буде, відповідно, і [[питомий імпульс]]. У рідкого озону більша [[густина]], ніж у рідкого кисню (1,35 і {{Nobr|1,14 г/см³}} відповідно), а його [[температура кипіння]] вища (-112&nbsp;°C і -183&nbsp;°C відповідно), тому в цьому відношенні перевага в якості окислювача в ракетній техніці більша у рідкого озону. Однак перешкодою є хімічна нестійкість і вибухонебезпечність рідкого озону з розкладанням його на O і O<sub>2</sub>, при якому виникає [[Детонація|детонаційна]] хвиля, рухається зі швидкістю близько {{Nobr|2 км/с}}, і розвивається руйнівний детонаційний тиск більше {{Nobr|3·10<sup>7</sup> дин/см²}} (3 МПа), що робить застосування рідкого озону неможливим при нинішньому рівні техніки, за винятком використання стійких кисень-озонових сумішей (до 24&nbsp;% озону). Перевагою такої суміші також є більший питомий імпульс (ПІ) для водневих двигунів, порівняно з озон-водневими<ref>[http://www3.nd.edu/~powers/paper.list/orlando.tariq.09.pdf The Dynamics of Unsteady Detonation in Ozone]</ref>. На сьогоднішній день такі високоефективні двигуни, як [[РД-171|РД-170]], [[РД-180]], [[РД-191]], а також розгінні вакуумні двигуни вийшли з ПІ на близькі до граничних параметрів і для підвищення ПІ залишилося можливим перейти на нові види палива.

=== Біологічна дія ===
Серед біологічних ефектів озону перші місця займають ''[[Біоциди|біоцидна]]'', а також бактеріо-, фунгі- і вірусоцидний ефекти, що призводить до втрати життєдіяльності бактеріальної клітини і здатності її до розмноження. Озон вбиває всі відомі види [[Грам-позитивні бактерії|грам-позитивних]] та [[Грам-негативні бактерії|грам-негативних]] бактерій, синьогнійну паличку, всі ліпо- і гідрофільні віруси, в тому числі віруси [[гепатит]]у А, [[Вірус гепатиту B|В]], [[Вірус гепатиту C|С]], спори і вегетативні форми всіх відомих патогенних грибів та [[Найпростіші|простіших]], імуномодулююча дія озону проявляється в активації клітинного та [[гуморальний імунітет|гуморального імунітету]].{{Джерело}}

Протизапальний ефект озону ґрунтується на його можливості окислювати (розщепляти) [[арахідонова кислота|арахідонову кислоту]] та її похідні&nbsp;— [[простагландини]]&nbsp;— [[біологічно активні речовини]], які беруть участь в розвитку і підтримці [[Запалення|запального процесу]]. Відновлення [[гомеостаз]]у проявляється в стимуляції [[кровотворення]], оптимізації [[метаболізм]]у (біоенергетичні, біосинтетичні ефекти).

Доведено, що озон підсилює дію інших лікарських препаратів за рахунок того, що він покращує доступ [[ліки|ліків]] до [[клітина|клітин]], за рахунок розпушення їхніх [[Клітинна мембрана|мембран]]. 

Озон позитивно впливає на [[еритроцити]], збільшує еластичність їхніх мембран, тим самим покращується прохідність останніх в спазмованих та звужених внаслідок хвороби [[Кровоносні судини|судинах]] та капілярах. Це дає змогу більшій кількості еритроцитів проникнути в ті ділянки хворого організму, де є [[гіпоксія]] (недостатня кількість кисню), і збагатити її киснем. Озон також підвищує проникливість кліткових мембран для [[глюкоза|глюкози]], і це знижує рівень [[цукор|цукру]] в кров'яному руслі за рахунок кращого надходження глюкози в [[тканини]].

== Шкідливість озону ==
Озон у верхніх шарах атмосфери дійсно захищає нас від згубного впливу ультрафіолетових променів, поглинаючи їх і значно знижуючи їх шкідливі властивості. Однак так званий приземний озон в нижніх шарах атмосфери дуже шкідливий, що й довели співробітники спеціалізованого дослідного центру Агентства з охорони навколишнього середовища США (U.S. Environmental Protection Agency&nbsp;— EPA).

Висока окислювальна здатність озону і утворення у багатьох реакціях за його участі вільних радикалів кисню визначають його високу токсичність. Вплив озону на організм є загальнотоксичним, подразнювальним, канцерогенним і мутагенним, а також може призводити до передчасної смерті<ref name="www8.nationalacademies.org">[http://www8.nationalacademies.org/onpinews/newsitem.aspx?RecordID=12198 National Academy of Sciences: Link Between Ozone Air Pollution and Premature Death Confirmed]</ref>.

Найбільш небезпечний вплив високих концентрацій озону в повітрі на органи дихання прямим подразненням.

== Озон в атмосфері ==
[[Файл:Atmospheric_Ozone_Rus.svg|праворуч|міні|420x420пкс|Розподіл озону по висоті]]
Атмосферний ([[Стратосфера|стратосферний]]) озон є продуктом впливу сонячного випромінювання на атмосферний (О<sub>2</sub>) кисень. Однак [[Тропосфера|тропосферний]] озон є забруднювачем, який може загрожувати здоров'ю людей і тварин, а також пошкоджує рослини.

Вважається, що [[блискавки Кататумбо]] є найбільшим одиничним генератором тропосферного озону на Землі.

== Див. також ==
* [[Озонування]]

== Примітки ==
{{reflist}}

== Література ==
* {{МГЕ|nocat=1}}
* {{ХЭ|3|Озон|656}}

== Посилання ==
* [http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/3112/ozon ОЗОН] //[[Фармацевтична енциклопедія]]
{{Бібліоінформація}}
[[Категорія:Озон|*]]
[[Категорія:Неорганічні сполуки]]
[[Категорія:Парникові гази]]
[[Категорія:Окисники]]