ы озона.

Рис. 111. Схема орбиталей центрального атома кислорода в молекуле озона.

При обычных условиях озон — газ. От кислорода его можно отделить сильным охлаждением; озон конденсируется в синюю жидкость, кипящую при —111,9 °С.

Растворимость озона в воде значительно больше, чем кислорода: 100 объемов воды при 0°С растворяют 49 объемов озона.

Образование озона из кислорода можно выразить уравнением

зо2 = 203

—285 кДж

из которого следует, что стандартная энтальпия образования озона положительна и равна 142,5 кДж/моль. Кроме того, как показывают коэффициенты уравнения, в ходе этой реакции из трех молекул газа получаются две молекулы, т. е. энтропия системы уменьшается. В итоге, стандартное изменение энергии Гиббса в рассматриваемой реакции также положительно (163 кДж/моль). Таким образом, реакция превращения кислорода в озон самопроизвольно протекать не может: для ее осуществления необходима затрата энергии. Обратная же реакция — распад озона — протекает самопроизвольно, так как в ходе этого процесса энергия Гиббса системы уменьшается. Иначе говоря, озон — неустойчивое вещество.

Молекула озона построена в форме равнобедренного треугольника. Ее структура схематически изображена на рис. 110. Близость угла при вершине треугольника к 120° указывает на то, что центральный атом кислорода находится здесь в состоянии ^-гибридизации. В соответствии с этим, с позиций метода ВС образование молекулы 03 можно описать следующим образом.

Гибридная 5р2-орбиталь центрального атома, содержащая один электрон (рис. 111, слева), перекрывается с р*-орбиталью одного из крайних атомов кислорода, в результате чего образуется сг-связь« Не участвующая в гибридизации /ь-орбиталь центрального атома, ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы и также содержащая неспаренный электрон, перекрывается с аналогично расположенной /ъ-орбита лью того же крайнего атома кислорода, что приводит к образованию я-связи. Наконец, выступая в качестве донора электронной пары, занимающей одну из гибридных 5р2-орбиталей (рис. 111, справа), центральный атом кислорода образует по донорно-акцепторному способу а-связь с другим крайним

атомом кислорода. Образовавшейся структуре соответствует валентная схема Л, на которой точками обозначены неподеленные пары электронов, а о*- и я-связи помечены буквами.

Согласно схеме Л, связи центрального атома кислорода с двумя крайними атомами неравноценны — одна из них двойная, а другая простая. Однако одинаковая длина этих связей (рис. 110) указывает на их равноценность. Поэтому, наряду со схемой Л, строение молекулы озона с равным основанием можно описать схемой В, С позиций метода наложения валентных схем (см. § 44) это означает, что в действительности структура молекулы озона является промежуточной между схемами А н Б и ее можно представить в форме:

Здесь пунктирные линии указывают на делокализацию л-элек-тронной пары, т. е. на принадлежность ее всем трем атомам кислорода. Следовательно, л-связь в молекуле озона — трехцентровая.

Рассмотрение строения молекулы озона с позиций метода МО также приводит к выводу об образовании здесь трехцеитровоп связывающей молекулярной я-орбитали.

Озон —один из сильнейших окислителей. Он окисляет все металлы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. Он переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов — в их сульфаты. В ходе большинства этих реакций молекула озона теряет один атом кислорода, переходя в молекулу 02.

Из раствора иодида калия озон выделяет иод:

2КГ + Н20 + 03 = h + 2КОН + О

2

Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную растворами КГ и крахмала, то она тотчас же синеет. Этой реакцией пользуются для открытия озона.

Как сильный окислитель озон убивает бактерии и потому применяется для обеззараживания воды и для дезинфекции воздуха.

Озон ядовит. Предельно допустимым является его содержание

в воздухе, равное 10_5%. При этой концентрации хорошо ощущается его запах. В приземном слое атмосферы содержание озона обычно лежит в пределах 10~7—10~6%; он образуется в атмосфе* ре при электрических разрядах.

127. Свойства и применение серы

367

СЕРА, СЕЛЕН, ТЕЛЛУР

126. Сера в природе. Получение серы. Сера (Sulfur) встречает-

ся в природе как в свободном состоянии (самородная сера), так

и в различных соединениях. В Советском Союзе залежи самород-

ной серы находятся в Туркмении в пустыне Кара-Кум, в Узбекской

ССР, по берегам Волги. За рубежом наиболее крупные месторо-

ждения серы находятся в США, Италии и Японии.

Очень распространены соединения серы с различными металлами. Многие из них являются ценными рудами (например, свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, медный блеск Cu2S) и служат источником получения цветных металлов.

Из соединений серы в природе распространены также сульфаты, главным образом, кальция и магния. Наконец, соединения серы содержатся в организмах растений и животных.

Общее содержание серы в земной коре составляет приблизительно 0,1 %.

Самородная сер