(dal greco ózein: mandare odore). Chim. - Forma allotropica dell'ossigeno, detta anche triossigeno, che si differenzia dalla forma comune per avere una molecola triatomica O₃, invece che biatomica O₂, e per il caratteristico odore, spiccato e pungente. Si forma facilmente per azione di scariche elettriche sull'ossigeno (la sua presenza si può talvolta avvertire anche dopo un violento temporale). L'azione delle scariche elettriche sull'aria e la conseguente modificazione dell'ossigeno in essa contenuto era già stata osservata nel 1875 da Von Marum, tuttavia solo nel 1840 Schonbein dimostrò che ciò era dovuto alla trasformazione parziale dell'ossigeno in o. L'o. si presenta come un gas di colore blu (mentre allo stato liquido ha colore blu-nero) ed è presente in tutta l'atmosfera, sia pure con tenori assai bassi: a livello del mare esso ha una pressione parziale che si aggira su 2,5·10^-8 atmosfere, ma che tuttavia subisce notevoli modificazioni a seconda della temperatura. In genere l'o. si decompone lentamente in ossigeno, ma ad alte temperature la sua decomposizione avviene rapidamente ed è immediata a 400 °C. Concentrazioni molto maggiori si possono avere in prossimità di apparecchiature di generazione, trasmissione ed utilizzazione di energia elettrica, specialmente in alta tensione. L'o. atmosferico deriva essenzialmente dall'alta atmosfera (stratosfera e mesosfera), dove si forma secondo la reazione:

3 O₂ 2 O₃ - 68.400 calorie

prodotta dalla luce solare, ed in particolare dalla frazione ultravioletta di questa, con lunghezze d'onda di circa 250 millimicron. Tale reazione, di fondamentale importanza per la vita sul nostro pianeta, si verifica con più facilità nella fascia compresa fra i 20 e 30 km di altitudine. La reazione sopra considerata è fortemente endotermica e per questo l'o. è fortemente instabile e tende a decomporsi in ossigeno molecolare ed ossigeno monoatomico:

O₃ → O₂+O

il quale si combina subito a dare altro ossigeno molecolare:

2O → O₂

Le condizioni di equilibrio dell'alta atmosfera derivano da una continua produzione di o. per effetto delle radiazioni solari e dalla sua continua eliminazione dovuta sia a decomposizione locale sia alla diffusione verso gli strati più bassi dell'atmosfera stessa, dove trova sostanze ossidabili che lo distruggono. In concentrazioni sensibili l'o. è tossico per l'uomo e per tutti gli esseri viventi, in quanto attacca i costituenti organici dei tessuti. O. puro può essere ottenuto per frazionamento delle miscele di O₂ e O₃, a loro volta ottenute dagli ozonizzatori, a causa della forte differenza che esiste fra i punti di ebollizione. La seguente tabella riporta alcune delle principali caratteristiche fisiche dell'o., confrontate con quelle dell'ossigeno bimolecolare O₂:

Caratteristica	O3 O2
punto di ebollizione (°C)	- 111,9 -183
punto di fusione (°C)	-192,7 -218,4
temperatura critica (°C)	-12,1 -11 8,8
pressione critica (atm)	56,4 49,7
peso specifico (liq., -183°C)	1,571 1,14
solubilità in acqua (a 0°C, in un cm3/l)	4,94 48,9
peso molecolare	48,00 32,00

L'o. presenta una solubilità in acqua decrescente all'aumentare della temperatura; a 60°C essa diventa pressoché nulla. È possibile congelare acqua ozonizzata, ottenendo il cosiddetto ghiaccio ozonizzato, che conserva a lungo l'o. al suo interno. L'o. puro può decomporsi con una reazione fortemente esotermica, autocatalitica, che ha quindi un decorso esplosivo. In miscela con ossigeno la reazione può avvenire solo se innescata. Alla temperatura di ebollizione dell'ossigeno (-183°C), l'o. è solubile nell'ossigeno liquido fino a dare una soluzione al 30% circa. A temperature minori anche la solubilità è minore: ad esempio, a –196 °C (temperatura di ebollizione dell'azoto) la soluzione è satura con il 9% circa di o. L'o. presenta inoltre uno spiccato assorbimento delle radiazioni ultraviolette nella banda 240 ÷ 280 millimicron, con un assorbimento massimo intorno ai 250 millimicron. Nello spettro visibile il massimo assorbimento si ha sui 5.600 ÷ 6.200 Angström, pari a 560 ÷ 620 millimicron. La molecola dell'o. è ritenuta ciclica, cioè del tipo:



con angolo di 127° circa fra ogni coppia di legami O―O; la lunghezza di questi legami è pari a 1,26 A. I legami dell'ossigeno, che in condizioni normali tendono ad essere a 90° l'uno dall'altro, sono quindi fortemente deformati: ciò spiega la scarsa stabilità di questo composto ed il fatto che la reazione di formazione sia fortemente endotermica. ║ Proprietà chimiche: l'o. è un fortissimo ossidante per la facilità con cui si decompone, generando ossigeno molecolare ed ossigeno atomico. A questa sua caratteristica è da attribuire l'azione sterilizzante e sbiancante che esso presenta anche se in miscela a bassa concentrazione con ossigeno. Molti elementi e composti (zolfo ad acido solforico, fosforo ad acido fosforico, arsenico ad acido arsenico, solfuro di piombo a solfato di piombo, ammoniaca ad acido nitrico, ecc.) se posti a contatto con o. vengono ossidati al massimo grado. Molti composti bruciano con o. con fiamma assai brillante, sviluppando temperature molte elevate; ad esempio, il cianogeno brucia con una fiamma che giunge a circa 5.000 °C. Con i doppi legami C═C dei composti organici l'o. dà una reazione caratteristica di addizione, con formazione di ozonuri; ad esempio, partendo da una olefina si ottiene:



Tali ozonuri si formano anche a temperature molto basse, ma sono instabili e facilmente esplosivi anche a temperatura ambiente. A contatto con acqua si decompongono quantitativamente dando origine ad aldeidi o chetoni, a seconda del numero di sostituenti (oltre all'idrogeno) presenti sul doppio legame dell'olefina, e ad acqua ossigenata. Ad esempio, nel caso sopra citato si hanno una molecola di aldeide e una di chetone secondo la reazione del tipo:



Queste due reazioni sono quantitative: esse possono quindi servire sia a determinare il numero di doppi legami olefinici esistenti in una molecola organica, sia a stabilire la quantità di o. presente in una determinata corrente gassosa. Il riconoscimento qualitativo dell'o. può anche essere fatto mediante carta impregnata di solfuro di piombo (nero), trasformato in solfuro di piombo (bianco), o con idrato talloso (bianco), trasformato in idrato tallico (bruno). ║ Applicazioni: il maggior impiego dell'o. si ha nel processo di sterilizzazione dell'acqua, compiuta emulsionando con l'acqua una corrente d'aria prelevata all'uscita di un ozonizzatore. La quantità di o. necessaria per la sterilizzazione (in assenza di sostanze riducenti) si aggira sugli 0,2 ÷ 0,3 grammi per metro cubo di acqua. L'o. viene mantenuto in concentrazione molto bassa (qualche parte per milione) nelle celle frigorifere per la conservazione di alimenti, poiché esso impedisce lo sviluppo di microorganismi. Aria ozonizzata può essere impiegata per un invecchiamento artificiale di vini e altre bevande alcooliche, come pure per certe reazioni organiche di ossidazione. ║ Buco dell'o.: espressione con la quale gli studiosi indicano la costante diminuzione della concentrazione stagionale di o. rilevata nella zona dell'Antartide a partire dal 1979. Tale diminuzione, rilevata per la prima volta dal fisico Joseph Ferman, in alcuni casi raggiungerebbe addirittura il dimezzamento della percentuale di o. Il fenomeno ha origine chimica; ne sono responsabili i clorofluorocarburi che, sprigionati da impianti di refrigerazione e di condizionamento, spray e soprattutto nel corso dei diversi processi industriali, nella stratosfera liberano molecole distruttive dell'o. (ossidi di azoto e composti clorati). Al fenomeno del buco dell'o. sarebbe collegato anche il cosiddetto effetto serra (V.).