Температура кипіння озону. Загальні відомості про медичний озон

Озон – це газ. На відміну від багатьох інших, він не прозорий, а має характерний колір і навіть запах. Він присутній у нашій атмосфері і є одним із найважливіших її складових. Якою є щільність озону, його маса та інші властивості? Яка його роль життя планети?

Блакитний газ

У хімії озон немає окремого місця у таблиці Менделєєва. Все тому, що вона не є елементом. Озон - це алотропна модифікація або варіація кисню. Як і О2, його молекула складається тільки з атомів кисню, але має їх не два, а три. Тому його хімічна формула має вигляд О3.

Озон є газом блакитного кольору. Він має добре помітний різкий запах, що нагадує хлор, якщо концентрація буде занадто великою. Чи пам'ятаєте ви запах свіжості під час дощу? Це і є озон. Завдяки такій властивості він і отримав свою назву, адже з давньогрецької мови «озон» – це «пахну».

Молекула газу є полярною, атоми в ній з'єднуються під кутом 116,78°. Озон утворюється, коли до молекули О2 приєднується вільний атом кисню. Відбувається це під час різних реакцій, наприклад окислення фосфору, електричного розряду або розкладання перекисів, в ході яких і звільняються атоми оксигену.

Властивості озону

За нормальних умов озон існує з молекулярною масою майже 48 г/моль. Він є діамагнетиком, тобто не здатний притягатися до магніту, так само, як срібло, золото або азот. Щільність озону становить 2,1445 г/дм3.

У твердому стані озон набуває синьо-чорного кольору, в рідкому - колір індиго, близький до фіолетового. Температура кипіння становить 111,8 градусів Цельсія. При температурі нуль градусів він розчиняється у воді (тільки в чистій) у десять разів краще за кисень. Він добре поєднується з азотом, фтором, аргоном, а за певних умов і з киснем.

Під впливом низки каталізаторів легко окислюється, виділяючи у своїй вільні атоми кисню. З'єднуючись з ним, відразу запалюється. Речовина здатна окислити майже всі метали. Не піддаються його дії лише платина та золота. Він руйнує різні органічні та ароматичні сполуки. При контакті з аміаком утворює нітрит амонію, руйнує подвійні вуглецеві зв'язки.

Присутня в атмосфері великих концентраціях, озон мимоволі розкладається. При цьому виділяється тепло та утворюється молекула О2. Чим вища його концентрація, тим сильніша реакція тепловиділення. При вмісті озону більше 10% супроводжується вибухом. При збільшенні температури та зниженні тиску або при контакті з органічними речовинами розкладання О3 відбувається швидше.

Історія відкриття

У хімії озон був відомий до XVIII століття. Виявлений він був у 1785 році завдяки запаху, який фізик Ван Марум почув поряд із працюючою електростатичною машиною. Ще 50 років після цього не фігурував у наукових експериментах і дослідженнях.

Вчений Крістіан Шенбейн 1840 року вивчав окислення білого фосфору. Під час експериментів йому вдалося виділити невідому речовину, яку він назвав «озон». Хімік впритул зайнявся вивченням його властивостей та описав способи одержання знову відкритого газу.

Незабаром до досліджень речовини приєдналися й інші вчені. Знаменитий фізик Нікола Тесла навіть спорудив перший історії Промислове використання О3 почалося наприкінці ХІХ століття з появою перших установок для подачі в будинки питної води. Речовину застосовували для дезінфікування.

Озон у атмосфері

Наша Земля оточена невидимою оболонкою з повітря – атмосферою. Без неї життя на планеті було б неможливим. Складові атмосферного повітря: кисень, озон, азот, водень, метан та інші гази.

Сам собою озон немає і виникає лише результаті хімічних реакцій. Близько поверхні Землі він утворюється з допомогою електричних розрядів блискавки під час грози. Неприродним шляхом він з'являється завдяки викидам вихлопних газів автомобілів, заводів, випаровуванням бензину, дії теплових електростанцій.

Озон нижніх шарів атмосфери називають приземним чи тропосферним. Існує і стратосферний. Він виникає під впливом ультрафіолетового випромінювання, що йде від Сонця. Він утворюється на відстані 19-20 км над поверхнею планети і тягнеться до висоти 25-30 км.

Стратосферний О3 формує озоновий прошарок планети, який захищає її від потужної сонячної радіації. Він поглинає приблизно 98% ультрафіолетового випромінювання із довжиною хвилі, достатньою для виникнення ракових захворювань та опіків.

Застосування речовини

Озон - це чудовий окислювач та руйнівник. Така властивість давно використовується для очищення питної води. Речовина згубно діє на небезпечні для людини бактерії та віруси, а саме при окисленні перетворюється на нешкідливий кисень.

Він здатний вбити навіть стійких до хлору організмів. Крім того, його застосовують для очищення стічних вод від згубних для довкілля нафтопродуктів, сульфідів, фенолів і т.д. Такі практики поширені переважно на території США та деяких країн Європи.

Озон застосовують у медицині для знезараження інструментів, у промисловості з його допомогою відбілюють папір, очищають олії, одержують різні речовини. Застосування О3 для очищення повітря, води та приміщення називається озонуванням.

Озон та людина

Незважаючи на всі свої корисні властивості, озон може бути небезпечним для людини. Якщо повітря газу виявиться більше, ніж може перенести людина, отруєння не уникнути. У його допустима норма становить 0,1 мкг/л.

При перевищенні цієї норми з'являються типові ознаки хімічного отруєння, такі як біль голови, подразнення слизових, запаморочення. Озон зменшує опір організму до інфекцій, які передаються через дихальні шляхи, а також знижує тиск крові. При концентрації газу вище 8-9 мкг/л можливий набряк легень і навіть загибель.

При цьому розпізнати озон у повітрі досить легко. Запах «свіжості», хлору чи «раків» (як стверджував Менделєєв) чітко чутно і за незначному вмісті речовини.

Озон (Оз) - безбарвний газ, що має дратівливий гострий запах. Молекулярна маса 48 г/моль, густина щодо повітря 1,657 кг/м. Концентрація озону в повітрі біля порога нюху сягає 1 мг/м2. У малих концентраціях на рівні 0,01-0,02 мг/м (в 5 разів нижче гранично допустимої для людини концентрації), озон надає повітрю характерного запаху свіжості та чистоти. Так, наприклад, після грози ледь помітний запах озону незмінно асоціюється з чистим повітрям.

Відомо, що молекула кисню складається з 2 атомів: 0 2 . За певних умов молекула кисню може дисоціювати, тобто. розпадатися на 2 окремі атоми. У природі ці умови: створюються під час грози при розрядах атмосферної електрики та у верхніх шарах атмосфери, під впливом ультрафіолетового випромінювання сонця (озоновий шар Землі). Проте атом кисню неспроможна існувати окремо і прагне згрупуватися знову. У результаті такої перегрупування утворюються 3-х атомні молекули .

Молекула, що складається з 3-х атомів кисню, називається озон або активований кисень, є алотропною модифікацією кисню і має молекулярну формулу 0 3 (d = 1.28 A, q = 11.6.5°).

Слід зазначити, що зв'язок третього атома в молекулі озону є відносно неміцним, що зумовлює нестабільність молекули в цілому та її схильність до саморозпаду. Саме завдяки цій властивості озон є сильним окислювачем та винятковим за ефективністю дезінфікуючим засобом.

Озон поширений у природі. Він завжди утворюється в повітрі під час грози за рахунок атмосферної електрики, а також під впливом короткохвильових випромінювань та потоків швидких частинок при природному розпаді радіоактивних речовин у ядерних реакціях, космічних випромінюваннях тощо. Утворення озону відбувається також при випаровуванні води з великих поверхонь, особливо танення снігу, окислення смолистих речовин, фотохімічне окислення ненасичених вуглеводнів та спиртів. Підвищена освіта озону в повітрі хвойних лісів та на березі моря пояснюється окисленням деревної смоли та морських водоростей. Так звана озоносфера, що утворюється у верхніх шарах атмосфери, є захисним шаром земної біосфери внаслідок того, що озон інтенсивно поглинає біологічно активне УФ випромінювання сонця (з довжиною хвилі менше 290 нм).

У приземний шар атмосфери озон заноситься із нижньої стратосфери. Концентрація озону в атмосфері коливається не більше 0,08-0,12 мг/м. Однак перед дозріванням купових хмар зростає іонізація атмосфери, внаслідок якої значно збільшується утворення озону, концентрація їх у повітрі може перевищувати 1,3 мг/м .

Озон – високоактивна, алотропна форма кисню. Утворення озону з кисню виражають рівнянням

3О2 = 20 3 - 285 кДж/моль, (1)

з якого випливає, що стандартна ентальпія утворення озону є позитивною і дорівнює 142,5 кДж/моль. Крім того, як показують коефіцієнти рівняння, під час цієї реакції з трьох молекул газу виходять дві молекули, тобто ентропія системи зменшується. Через війну стандартне відхилення енергії Гіббса в аналізованої реакції також позитивно (163 кДж/моль). Таким чином, реакція перетворення кисню на озон мимовільно протікати не може, для її здійснення необхідна витрата енергії. Зворотна реакція - розпад озону протікає мимовільно, оскільки під час цього процесу енергія Гіббса системи зменшується. Інакше висловлюючись, озон - нестійка речовина, швидко рекомбінується, перетворюючись на молекулярний кисень:

20з = 302 + 285 кДж/моль. (2)

Швидкість реакції залежить від температури, тиску суміші та концентрації озону в ній. При нормальній температурі та тиску реакція протікає повільно, при підвищеній температурі розпад озону пришвидшується. При невеликих концентраціях (без сторонніх домішок) у нормальних умовах озон розкладається досить повільно. З підвищенням температури до 100°З більш швидкість розкладання значно зростає. Механізм розпаду озону, в якому беруть участь гомогенні та гетерогенні системи, досить складний і залежить від зовнішніх умов.

Основні фізичні властивості озону представлені у таблиці 1.

Знання фізичних властивостей озону необхідне для правильного його використання в технологічних процесах у невибухонебезпечних концентраціях, проведення синтезу та розкладання озону в оптимальних безпечних режимах, оцінки його активності у різних середовищах.

Властивості озону характеризуються його активністю до випромінювань різного спектрального складу. Озон інтенсивно поглинає мікрохвильові, інфрачервоні та ультрафіолетові випромінювання.

Озон хімічно агресивний і легко входить у хімічні реакції. Реагуючи з органічними речовинами, він викликає різноманітні окисні реакції за порівняно низької температури. На цьому, зокрема, ґрунтується бактерицидна дія озону, який застосовується для знезараження води. Окислювальні процеси, що ініціюються озоном, часто є ланцюговими.

Хімічна активність озону обумовлена ​​переважно тим, що дисоціація молекули

0 3 -> 0 2 + О (3)

вимагає витрати енергії трохи більше 1 еВ. Озон легко віддає атом кисню, що має високу активність. У деяких випадках молекула озону може повністю приєднатися до органічних молекул, утворюючи нестійкі сполуки, які легко розпадаються під дією температури або світла з утворенням різних кисневмісних сполук.

Реакціям озону з органічними речовинами присвячена велика кількість досліджень, в яких показано, що озон сприяє залученню кисню в окислювальні процеси, деякі реакції окислення при обробці реагентів озонованим киснем починаються при нижчих температурах.

Озон активно входить у реакції з ароматичними сполуками, реакція у своїй може бути як із руйнацією, і без руйнації ароматичного ядра.

У реакціях озону з натрієм, калієм, рубідієм, цезієм, які йдуть через проміжний нестійкий комплекс М + О + Н + О3 з подальшою реакцією з озоном, утворюються озоніди. Іон О3 може утворюватися і в реакціях з органічними сполуками .

Для промислових цілей озон одержують обробкою атмосферного повітря чи кисню у спеціальних апаратах - озонаторах. Розроблено конструкції озонаторів, що працюють на підвищеній частоті струму (500-2000 Гц), та озонатори з каскадним розрядом, що не потребують попередньої підготовки повітря (очищення, осушення) та охолодження електродів. Енергетичний вихід озону в них досягає 20-40 г/кВт-год.

Перевага озону в порівнянні з іншими окислювачами полягає в тому, що озон може бути отриманий на місці споживання з кисню повітря, для чого не потрібно підвезення реагентів, сировини і т. д. Отримання озону не супроводжується виділенням шкідливих речовин, що кумулюються. Озон легко нейтралізувати. Вартість озону порівняно невелика.

З усіх відомих окислювачів лише кисень та обмежене коло перекисних сполук бере участь у природних біопроцесах.

ВИЗНАЧЕННЯ

Озонє алотропною модифікацією кисню. У звичайному стані він є світло-синім газом, у рідкому - темно-блакитний, а в твердому - темно-фіолетовий (до чорного).

Може залишатися у стані переохолодженої рідини до температури (-250 o C). погано розчиняється у воді, краще в тетрахлориді вуглецю та різних фторхлорвуглеців. Дуже сильний окисник.

Хімічна формула озону

Хімічна формула озону- O 3 . Вона показує, що у складі молекули цієї речовини є три атоми кисню (Ar = 16 а.е.м.). За хімічною формулою можна обчислити молекулярну масу озону:

Mr(O 3) = 3×Ar(O) = 3×16 = 48

Структурна (графічна) формула озону

Наочніший є структурна (графічна) формула озону. Вона показує, як пов'язані атоми між собою всередині молекули (рис. 1).

Мал. 1. Будова молекули озону.

Електронна формула , Що показує розподіл електронів в атомі за енергетичними рівнями показано нижче:

16 O 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Вона також показує, що кисень, з якого складається озон, відноситься до елементів р-родини, а також кількість валентних електронів - на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться 6 електронів (3s 2 3p 4).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Озон - газоподібна речовина, що є видозміною кисню (складається з трьох його атомів). Він завжди присутній в атмосфері, але вперше був виявлений у 1785 р. під час вивчення дії іскри в повітря голландським фізиком Ван Марумом. У 1840 р. німецький хімік Крістіан Фрідріх Шенбейн підтвердив ці спостереження та запропонував, що їм відкрито новий елемент, якому він дав назву «озон» (від грецького ozon – пахнучий). У 1850 р. було визначено високу активність озону як окислювача та здатність його приєднуватися до подвійних зв'язків у реакціях з багатьма органічними сполуками. Обидві ці властивості озону надалі знайшли широке практичне застосування. Однак значення озону не обмежується лише цими двома властивостями. Було встановлено, що він має низку цінних властивостей як дезінфектанта та дезодоранта.
Вперше озон стали використовувати у санітарії як засіб для знезараження питної води та повітря. Серед перших дослідників процесів озонування були й російські вчені. Ще в 1874 р. творець першої школи (російської) гігієністів професор А. Д. Добре ш вин запропонував озон як найкращий засіб для знезараження питної води та повітря від патогенної мікро флори. Пізніше, в 1886 р. Н. К. Келдиш провів дослідження бактерицидної дії озону і рекомендували його як високоефективний дезінфікуючий засіб, особливо широко розгорнулися дослідження озону в XX ст., і вже в 1911 р. в Петербурзі була пущена в експлуатацію перша в Європі озоноводопровідна станція. метою в медицині, з санітарною метою у харчовій промисловості, в окислювальних процесах хімічної промисловості та ін.
Сфери та масштаби використання озону протягом останнього десятиліття збільшуються швидкими темпами. В даний час найбільш важливі галузі застосування озону такі: очищення та знезараження питної та промислової води, а також господарсько-фекальних та промислових стоків з метою зниження біологічного споживання кисню (БПК), знебарвлення, нейтралізація шкідливих отруйних речовин (ціанідів, фенолів, меркаптан) усунення неприємних запахів, дезодорація та очищення повітря різних виробництв, озонування в системах кондиціювання повітря, зберігання харчових продуктів, стерилізація пакувальних та перев'язувальних матеріалів у фармацевтичній промисловості, терапія та медична профілактика різних захворювань та ін.
В останні роки встановлено ще одну властивість озону – здатність підвищувати біологічну цінність кормів для тварин та продуктів харчування для людини, що дозволило застосовувати озон у процесах переробки, підготовки та зберігання кормів та різних продуктів. Тому розробка технологій озонування у сільськогосподарському виробництві, і, зокрема, у птахівництві, дуже перспективна

Фізичні властивості озону

Озон – це високоактивна, алотропна форма кисню; при нормальних температурах - це газ світло-блакитного кольору з характерним гострим запахом (запах органолептично відчувається при концентрації озону 0,015 мг/м3 повітря). У рідкій фазі озон має індиго-блакитний, а в твердій - густий фіолетово-блакитний колір, шар озону завтовшки 1 мм практично світлонепроникний. Озон утворюється з кисню, поглинаючи у своїй тепло і, навпаки, під час розкладання перетворюється на кисень, виділяючи тепло (подібно горінню). Процес цей можна записати у такому вигляді:
Екзотермічна реакція
2Оз = ЗО2 + 68 ккал
Ендотермічна реакція

Швидкості цих реакцій залежать від температури, тиску та концентрації озону. При нормальній температурі та тиск реакції протікають повільно, але при підвищених температурах прискорюється розпад озону.
Утворення озону під впливом енергії різних випромінювань досить складно. Первинні процеси утворення озону з кисню можуть протікати по-різному залежно кількості прикладеної енергії.
Порушення молекули кисню відбувається за енергії електронів 6,1 еВ; утворення молекулярних іонів кисню – при енергії електронів 12,2 еВ; дисоціація в кисні - за енергії електронів 19,2 еВ. Усі вільні електрони захоплюються молекулами кисню, у результаті утворюються негативні іони кисню. Після збудження молекули настає реакція утворення озону.
При енергії електронів 12,2 еВ, коли відбувається утворення молекулярних іонів кисню, виходу озону немає, а за енергії електронів 19,2 еВ, коли беруть участь як атом, і іон кисню, утворюється озон. Поруч із утворюються позитивні і негативні іони кисню. Механізм розпаду озону*, в якому беруть участь гомогенні та гетерогенні системи, складний та залежить від умов. Розкладання озону прискорюється в гомогенних системах газоподібними добавками (оксиди азоту, хлор та інших.), а гетерогенних системах металами (ртуть, срібло, мідь та інших.) і оксидами металів (залізо, мідь, нікель, свинець та інших.). При високих концентраціях озону реакція відбувається із вибухом. При концентрації озону до 10% вибухового розкладання не відбувається. Низькі температури сприяють збереженню озону. При температурах близько - 183 ° С рідкий озон можна зберігати тривалий час без помітного розкладання. Швидке нагрівання до кипіння (-119°С) або швидке охолодження озону можуть призвести до вибуху. Тому знання властивостей озону та дотримання запобіжних заходів дуже важливо при роботі з ним. У таблиці 1 наведено основні фізичні властивості озону.
При газоподібному стані озон діамагнітний, а в рідкому – слабо парамагнітний. Озон добре розчиняється в ефірних оліях, скипидарі, чотирихлористому вуглеці. Розчинність його у воді вища, ніж кисню, більш ніж у 15 разів.
Молекула озону, як зазначалося, складається з трьох атомів кисню і має несиметричну структуру трикутника, що характеризується тупим кутом при вершині (116,5°) і рівними ядерними відстанями (1,28°А) із середньою енергією зв'язку (78 ккал/моль) і слабовираженої полярністю (0,58).

Основні фізичні властивості озону

Оптичні властивості озону характеризуються його нестійкістю до випромінювань різного спектрального складу. Випромінювання можуть не тільки поглинатися озоном, руйнуючи його, а й утворювати озон. Освіта в атмосфері відбувається під впливом ультрафіолетового випромінювання сонця в короткохвильовій ділянці спектра 210-220 і 175 нм. При цьому на поглинений квант світла утворюються дві молекули озону. Спектральні властивості озону, його утворення та розпад під впливом сонячної радіації забезпечують оптимальні параметри клімату у біосфері Землі.



гольника, що характеризується тупим кутом при вершині (116,5 °) і рівними ядерними відстанями (1,28 ° А) з середньою енергією зв'язку (78 ккал / моль) і слабовираженої полярністю (0,58).
Оптичні властивості озону характеризуються його нестійкістю до випромінювань різного спектрального складу. Випромінювання можуть не тільки поглинатися озоном, руйнуючи його, а й утворювати озон. Освіта в атмосфері відбувається під впливом ультрафіолетового випромінювання сонця в короткохвильовій ділянці спектра 210-220 і 175 нм. При цьому на поглинений квант світла утворюються дві молекули озону. Спектральні властивості озону, його утворення та розпад під впливом сонячної радіації забезпечують оптимальні параметри клімату у біосфері Землі.
Озон має хорошу здатність адсорбуватися силікагелем і алюмогелем, що дозволяє використовувати це явище для вилучення озону з газових сумішей та розчинів, а також для безпечного поводження з ним при високих концентраціях. Останнім часом для безпечної роботи з високими концентраціями озону широко використовують фреони. Концентрований озон, розчинений у фреоні, може зберігатися тривалий час.
При синтезі озону, зазвичай, утворюються газові суміші (O3+O2 чи Оз + повітря), у яких вміст озону вбирається у 2-5% за обсягом. Отримання чистого озону - технічно складне завдання і досі ще невирішене. Існує спосіб відокремлення кисню від сумішей шляхом низькотемпературної ректифікації газових сумішей. Однак поки що не вдалося виключити небезпеку вибуху озону під час ректифікації. У дослідній практиці часто використовують прийом подвійного наморожування озону рідким азотом, що дозволяє одержати концентрований озон. Більш безпечним є метод отримання концентрованого озону шляхом адсорбції - десорбції, коли потік газової суміші продувають через шар охолодженого (-80°С) силікагелю, а потім адсорбент продують інертним газом (азотом або гелієм). Таким способом можна отримати співвідношення озон: кисень =9:1, т. е. висококонцентрований озон.
Використання в промислових цілях концентрованого озону як окисного компонента незначне.

Хімічні властивості озону

Характерними хімічними властивостями озону в першу чергу слід вважати його нестійкість, здатність швидко розкладатися та високу окисну активність.
Для озону встановлено окисне число І, яке характеризує число атомів кисню, що віддаються озоном речовині, що окислюється. Як показали досліди, воно може дорівнювати 0,1, 3. У першому випадку озон розкладається зі збільшенням обсягу: 2Оз-->ЗО2, у другому він віддає окислюваної речовини один атом кисню: О3 ->О2+О (при цьому, обсяг не збільшується), і в третьому випадку відбувається приєднання озону до речовини, що окислюється: О3->ЗО (при цьому обсяг його зменшується) .
Окислювальними властивостями характеризуються хімічні реакції озону з неорганічними речовинами.
Озон окислює всі метали, крім золота і групи платини. Сірчисті сполуки окислюються ним до сірчанокислих, нітрити - у нітрати. У реакціях із сполуками йоду та брому озон виявляє відновлювальні властивості, і на цьому ґрунтується ряд методів його кількісного визначення. У реакцію з озоном вступають азот, вуглець та його оксиди. У реакції озону з воднем утворюються гідроксильні радикали: Н+О3-> HO+O2. Окиси азоту реагують з озоном швидко, утворюючи вищі оксиди:
NO+Оз->NO2+O2;
NO2+O3----->NO3+O2;
NO2+O3->N2O5.
Аміак окислюється озоном азотнокислий амоній.
Озон розкладає галогеноводи і переводить нижчі оксиди у вищі. Галогени, що у ролі активаторів процесу, також утворюють вищі оксиди.
Відновлювальний потенціал озон - кисень досить високий і в кислому середовищі визначений величиною 2,07 В, а в лужному розчині - 1,24 В. Спорідненість озону з електроном визначено величиною в 2 ев, і тільки фтор, його оксиди і вільні радикали мають сильніший спорідненістю до електрона.
Висока окисна дія озону була використана для переведення ряду трансуранових елементів у семивалентний стан, хоча вищий валентний стан їх дорівнює 6. Реакція озону з металами змінної валентності (Сг, Сог та ін) знаходить практичне застосування при отриманні вихідної сировини у виробництві барвників та вітаміну .
Лужні та лужноземельні метали під дією озону окислюються, а їх гідроокиси утворюють озоніди (триоксиди). Відомі озоніди давно, про них згадував ще 1886 р. французький хімік-органік Шарль Адольф Вюрц. Вони являють собою кристалічну речовину червоно-коричневого кольору, в решітку молекул якої входять одноразово негативні іони озону (O3-), чим і зумовлені парамагнітні властивості. Межа термічної стійкості озонідів -60±2°, вміст активного кисню - 46% за вагою. Як багато перекисних сполук озоніди лужних металів знайшли широке застосування в регенеративних процесах.
Озоніди утворюються в реакціях озону з натрієм, калієм, рубідієм, цезієм, які йдуть через проміжний нестійкий комплекс типу М+О-Н+O3-з подальшою реакцією з озоном, внаслідок чого утворюється суміш озоніду та водного гідрату окису лужного металу.
Озон активно вступає у хімічну взаємодію з багатьма органічними сполуками. Так, первинним продуктом взаємодії озону з подвійним зв'язком ненасичених сполук є малозоїд, який нестійкий і розпадається на біполярний іон та карбонільні сполуки (альдегід або кетон). Проміжні продукти, які утворюються в цій реакції, знову з'єднуються в іншій послідовності, утворюючи озонид. У присутності речовин, здатних вступати в реакцію з біполярним іоном (спирти, кислоти), замість озонидів утворюються різні перекисні сполуки.
Озон активно входить у реакцію з ароматичними сполуками, у своїй реакція йде як із руйнуванням ароматичного ядра, і його руйнації.
У реакціях з насиченими вуглеводнями озон спочатку розпадається з утворенням атомарного кисню, який ініціює ланцюгове окиснення, причому вихід продуктів окиснення відповідає витраті озону. Взаємодія озону з насиченими вуглеводнями протікає як у газовій фазі, і у розчинах.
З озоном легко реагують феноли, при цьому відбувається руйнування останніх до сполук з порушеним ароматичним ядром (типу хіноїну), а також похідних малотоксичних ненасичених альдегідів і кислот.
Взаємодія озону з органічними сполуками знаходить широке застосування в хімічній промисловості та суміжних галузях. Використання реакції озону з ненасиченими сполуками дозволяє отримувати штучним шляхом різні жирні кислоти, амінокислоти, гормони, вітаміни та полімерні матеріали; реакції озону з ароматичними вуглеводнями - дифенілову кислоту, фталевий діальдегід та фталеву кислоту, гліоксалеву кислоту та ін.
Реакції озону з ароматичними вуглеводнями лягли в основу розробки методів дезодорації різних середовищ, приміщень, стічних вод, абгазів, а з сірковмісними сполуками - в основу розробки методів очищення стічних вод і відхідних газів різних виробництв, включаючи сільське господарство, від сіркосодержащих в меркаптани, сірчистий ангідрид).