Ozono se descompone fácilmente cuando el impacto de la radiación UV.
Dióxido de azufre, teniendo la misma estructura de bonos y electrones de Valencia en cada átomo como ozono, es mucho más estable.
¿Alguien por favor ayudarme a entender lo que hace que el dióxido de sulfuro un compuesto más estable?
Voy a intentar responder a esta desde tres puntos de vista.
Primero, ¿por qué no de ozono lineal? Usted puede imaginarse $\ce{O3}$ como $\ce{CO2}$ molécula que carece de dos electrones. Esta falta de electrones se traducirá en menos $s$-personaje, y menos de la vinculación "actitud". Es por eso que el ozono está doblada.
Aún así, la repulsión de sus electrones ($\ce{O}$ es un pequeño átomo central, muy pequeño) se quiere para ser libre. El oxígeno de van der Waals radio de 1.5 $\mathrm{\overset{\circ}A}$. Por lo tanto, $\ce{O3}$ tiene un lazo de longitud de $\approx 1.2\ \mathrm{\overset{\circ}A}$. Eso es realmente estrecho. Los electrones no están contentos con esto y tratar de conseguir gratis tan pronto como $E_a$, y otras condiciones.
Ahora compara eso con el azufre del 1.8 $\mathrm{\overset{\circ}A}$ radio; que, resulta en un $\approx 1.43\ \mathrm{\overset{\circ}A}$ bonos de longitud. Menos estrecho, los electrones no son tanto quejarse como lo hacen en $\ce{O3}$'s caso. No podemos conseguir realmente más como estas dos moléculas no son isoelectrónico.
Es debido a que el oxígeno tiene una forma arbitraria positivo carga formal. Echa un vistazo a $\ce{O3}$'s de electrón-punto en el diagrama:
$\hspace{18ex}$ 
$\hspace{45ex}$ $\small{Source}$
El átomo de oxígeno, que tiene una electronegatividad de $3.6$ en Allen escala, se ha formado $sp^2$ orbitales. Este, muy electronegativo átomo con una carga formal positiva, es muy desfavorable para la molécula, y actúa de "no-bonding".
El azufre, por otro lado, tiene una electronegatividad de $\approx 2.5$. También se consigue una carga formal positiva. Pero ya que es menos electronegativo, osos .
El ozono se descompone en diatómica de oxígeno bajo ciertas condiciones: $$\ce{2O3 -> 3O2}$$ Tres moles de oxígeno se produce por dos moles de ozono. La medición de la entalpía de formación de ozono es $142~ \mathrm{kJ/mol}$, mientras que es 0 para diatómica de oxígeno. Así $$\mathsf{\Delta H_f~of ~the~ products - \Delta H_f ~of ~the ~reactants} = \mathsf{reaction~ enthalpy}$$ $$ 0 - 142 = \fbox{-142} ~\mathrm{kJ/mol}$$ Además, esta reacción aumentará la entropía, como dos moles de un gas producir otros tres moles. Por lo tanto, es termodinámicamente muy favorable.
Por encima de eso, su energía de activación es un mísero $\approx 32 \mathrm{~kJ/mol}$, que es un muy pequeño cinética de la barrera.
Por lo tanto, también se puede concluir que $\ce{O3}$ es excepcionalmente "inclinado a descomponer". También, tenga en cuenta que el ozono es un oxidante fuerte; mientras que $\ce{SO2}$ es más débil.
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