[[Bild:Ozon2.jpg|thumb|200px|'''O<sub>2</sub> → 2 O∙'''<br />Bild 1: Aufspaltung von Sauerstoffmolekülen zu Radikalen]]
Ozon (griechisch ''ozein'': „das Duftende“) ist bei Zimmertemperatur und unter [[Normaldruck|normalem Luftdruck ]] ein blassblaues, giftiges [[giftig]]es Gas mit durchdringendem Geruch. Es ist eine besondere Form von [[Sauerstoff]], seine [[Molekül]]e sind im Gegensatz zu biatomaren Sauerstoff (O<sub>2</sub>) '''aus drei Sauerstoffatomen aufgebaut''', daher die Formel '''O<sub>3</sub>'''. O. ist eines der stärksten bekannten [[Oxidationsmittel]], es oxidiert [[Indigo]] zu gelbem Isatin – hierauf beruht der Nachw. Nachweis in Dräger-Prüfröhrchen, siehe [[Ozon: Experimente|Nachweis von Ozon]].
[[Bild:Ozon3.jpg|thumb|200px|'''O∙ + O<sub>2</sub> → O<sub>3</sub>'''<br />Bild 2: Bildung von Ozon]]
=== Entstehung ===
* '''Bild 1:''' Unter der Einwirkung des UV-Lichts der Sonne, aber auch bei elektrischen Entladungen, z.B. bei Gewittern, wird das "normale", also biatomare Sauerstoffmolekül aufgespalten, dabei entstehen zwei einzelne Sauerstoffatome (Sauerstoffradikale, O∙).
* '''Bild 2:''' Die einzelnen Sauerstoffatome sind extrem reaktionsfreudig und verbinden sich mit einem verbleibenden Sauerstoffmolekül zum O<sub>3</sub>-Molekül Ozon.
'''Einfluss der Stickoxide'''
Einen wesentlichen Einfluss auf bodennahes Ozon haben die verschiedenen [[Stickoxide]], die bei der Verbrennung von [[fossile Brennstoffe|fossilen Brennstoffen]] entstehen, z. B. Stickstoffdioxid (NO<sub>2</sub>) und Stickstoffmonoxid (NO) aus Abgasen im Straßenverkehr und der Industrie. In Abhängigkeit von der Tageszeit bzw. Intensität der Sonnenstrahlung stehen die folgenden [[Chemische Reaktionen|chemischen Reaktionen]] in Konkurrenz zueinander:
Ozonbildung durch Stickstoff'''di'''oxid, z. B. durch morgendlichen Berufsverkehr in den Ballungszentren:
'''Abbau der Stickoxide durch Kohlenwasserstoffe'''
In der Atmosphäre befinden sich auch flüchtige [[organische Verbindungen Verbindung]]en wie unverbrannte [[Kohlenwasserstoffe]] (HC), z. B. aus dem Abgas im Straßenverkehr. HC reagieren mit OH-Radikalen zu Peroxid-Radikalen R-O-O{{*}}. Die Peroxid-Radikale oxidieren NO∙ zu NO<sub>2</sub>, ohne dass dabei O<sub>3</sub> verbraucht wird.